LIVRO EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA

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EXPERIMENTOS DE 
QUÍMICA GERAL 
 
 
Prof. Dr. Joacy Batista de Lima 
Departamento de Química - UFMA 
 
 
 
PREFÁCIO 
 
A química, antes de ser ciência, com todo esse corpo de teorias e modelos belíssimos, foi apenas 
cheiro, cor, fumaça e, por vezes, fogo e explosão. Hoje, o químico tem o mundo nas prateleiras do seu 
laboratório. Ele pode selecionar algumas substâncias, criar determinadas condições, simular um fenômeno 
natural e construir modelos para justificar, quantificar e prever os fatos do seu interesse. Ele pode propor um 
caminho, em nível molecular, para os mecanismos da natureza. Ao químico compete saber quais elementos 
compõem o alfabeto e desvendar o idioma pelo qual a natureza escreve suas modificações. 
Apesar de tantos anos de esforços teóricos, a química continua sendo uma ciência acentuadamente 
experimental. Aqui, como na política, teoria sem prática deixa mais a desejar que a prática sem a teoria. Daí 
resultam a grandeza e a beleza desta área: um simples tubo de ensaio pode nos revelar detalhes do mundo, 
ou como diriam alguns: do pensamento de Deus! 
Sobre o autor. O prof. Joacy é bastante conhecido no nosso meio acadêmico e suas referenciais (ver 
dados sobre o autor) nos esclarecem os porquês. Entretanto, o que ele não disse na sua auto apresentação, 
talvez por uma incontida modéstia, é que ele sempre foi um aficionado experimentalista. Nos meus anos de 
discente, diríamos: “rato de laboratório”. Nosso colega é um dos verdadeiros e raros ratos de laboratório. É 
tanto que quem o conhece já o imagina embutido em um jaleco branco, com a mão esquerda descansando 
em um dos bolsos e a outra gesticulando uma explicação química ou segurando um instrumental típico da 
área. É do tipo que mistura as substâncias e, de olho grande, se encanta com a mínima alteração que possa 
ocorrer, como se menino o espreitasse pelo buraco da fechadura um mundo novo, proibido e promissor. É 
um químico que ainda vibra com uma mudança repentina seja na cor, no estado de agregação ou, pasmem, 
até na temperatura! Com frequência nos confidencia que trocou o sono sagrado pelo prazer de ‘bolar’ um 
novo experimento, uma improvisação instrumental ou pela confecção de um software educativo. Não raras 
vezes, também, ele nos convida, com uma empolgação digna dos melhores e mais antigos calouros, para 
sermos expectadores e testemunhas das suas habilidades experimentais! Isso tudo foi dito para afirmar o 
óbvio e o que mais importa aqui: o autor, colega e amigo, é um apaixonado pela química experimental. E, de 
tão apaixonado, chega a contagiar alguns alunos, os quais lhes assistem nos seus afazeres, sem 
remuneração, mas ansiosos e motivados pelas benesses do trabalho. 
Sobre a apostila o que tenho a dizer e confidencio aqui com o leitor, é que o autor, consciente ou não, 
o fez para si! Minuto por minuto roubado das suas horas de folga, cego dos seus afazeres pessoais, 
transmutou horas vazias em produtivas e pela paixão que tem pela “arte” da química, de lazer. Depois teve a 
feliz ideia de compartilhar o seu trabalho com outros interessados. Assim, ganhamos todos com a presente 
publicação. E, certamente, ganharemos mais se os nossos alunos lerem essa obra com a mesma dedicação, 
profissionalismo e encanto com o qual foi escrita. 
 
Prof. Dr. Cicero Wellington Brito Bezerra 
Departamento de Química – UFMA 
 
 
 
APRESENTAÇÃO 
 
 
Após vários anos de trabalho como professor de diversas disciplinas de química do 
Departamento de Química da Universidade Federal do Maranhão resolvi escrever essa apostila 
constituída de uma série de experimentos de química o suficiente para atender a todas as ementas 
dos cursos desta Universidade que apresentam em sua estrutura curricular a disciplinas: química 
geral, química geral experimental, química geral inorgânica, química orgânica e inorgânica e química 
inorgânica I. 
O propósito desta apostila é o de apresentar de uma maneira simples e concisa alguns 
experimentos tradicionais da química. Cada experimento abordado consta de uma pequena 
fundamentação teórica para que o aluno possa fazer uma relação entre a teoria e a prática e facilitar 
a assimilação dos conteúdos. 
Nesta obra inclui também alguns questionamentos sobre a verificação experimental, o que 
pode ser usado como pós-laboratório. 
Muitos dos reagentes utilizados nesses experimentos requerem cuidados especiais na sua 
manipulação, sendo assim, é imprescindível durante a realização dos experimentos o uso de jaleco, 
luvas e óculos de segurança. 
 
 
 
Prof. Dr. Joacy Batista de Lima 
Departamento de Química – UFMA 
 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
INSTRUÇÕES SOBRE O CADERNO DE LABORATÓRIO E ELABORAÇÃO DE RELATÓRIOS .................................... 2 
NORMAS DE SEGURANÇA NO LABORATÓRIO. .................................................................................................. 5 
MATERIAIS, VIDRARIAS E EQUIPAMENTOS MAIS UTILIZADOS EM LABORATÓRIOS DE QUÍMICA ................. 12 
EXPERIMENTO 01 – MEDIDAS DE MASSA ....................................................................................................... 14 
EXPERIMENTO 02 – MEDIDAS DE VOLUME .................................................................................................... 18 
EXPERIMENTO 03 – DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DE SÓLIDOS E LÍQUIDOS ............................................ 22 
EXPERIMENTO 04 – TÉCNICAS DE AQUECIMENTO EM LABORATÓRIO ........................................................... 25 
EXPERIMENTO 05 – DESTILAÇÃO SIMPLES ...................................................................................................... 29 
EXPERIMENTO 06 – DESTILAÇÃO FRACIONADA .............................................................................................. 31 
EXPERIMENTO 07 – FENÔMENOS FÍSICOS E QUÍMICOS ................................................................................. 34 
EXPERIMENTO 08 – MÉTODOS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS ....................................................................... 37 
EXPERIMENTO 09 – DETERMINAÇÃO DO PONTO DE FUSÃO DO ÁCIDO BENZÓICO ....................................... 40 
EXPERIMENTO 10 – TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS. ....................................................................................... 41 
EXPERIMENTO 11 – REAÇÕES QUÍMICAS E CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO .................................................... 45 
EXPERIMENTO 12 – REATIVIDADE DOS METAIS – SÉRIE ELETROQUÍMICA ..................................................... 49 
EXPERIMENTO 13 – ELETROQUÍMICA – PILHA ................................................................................................ 51 
EXPERIMENTO 14 – ELETROQUÍMICA – ELETRÓLISE DO IODETO DE POTÁSSIO EM MEIO AQUOSO ............. 53 
EXPERIMENTO 15 – ELETROQUÍMICA – ELETRÓLISE DA ÁGUA ...................................................................... 55 
EXPERIMENTO 16 – PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES ........................................................................................... 57 
EXPERIMENTO 17 – DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES ................................................................................................. 60 
EXPERIMENTO 18 – PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES ....................................................................................... 62 
EXPERIMENTO 19 – DETERMINAÇÃO DO TEOR DE ÁCIDO ACÉTICO EM VINAGRE ......................................... 65 
EXPERIMENTO 20 – DETERMINAÇÃO DO TEOR DE HIDRÓXIDO DE MAGNÉSIO NO LEITE DE MAGNÉSIA ..... 67 
EXPERIMENTO 21 – REAÇÕES DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO .............................................................................. 69 
EXPERIMENTO 22 – ESTUDO DOS GASES – TRANSFORMAÇÃO ISOVOLUMÉTRICA ........................................ 75 
EXPERIMENTO 23 – PROPRIEDADES COLIGATIVAS - CRIOSCOPIA .................................................................. 77 
EXPERIMENTO 24 – PROPRIEDADES COLIGATIVAS - EBULIOSCOPIA ..............................................................79 
EXPERIMENTO 25 – PROPRIEDADES COLIGATIVAS - OSMOSE ........................................................................ 81 
EXPERIMENTO 26 – TERMOQUÍMICA – MEDIDAS CALORIMÉTRICAS ............................................................. 83 
EXPERIMENTO 27 – EQUILÍBRIO QUÍMICO – PRINCÍPIO DE LE CHATELIER ..................................................... 86 
EXPERIMENTO 28 – INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA E CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES SOBRE A 
VELOCIDADE DAS REAÇÕES ........................................................................................... 89 
EXPERIMENTO 29 – INFLUÊNCIA DA ÁREA SUPERFICIAL E CATALISADOR SOBRE A VELOCIDADE 
DAS REAÇÕES ................................................................................................................. 92 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 1 
 
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EXPERIMENTO 30 – CONDUTIBILIDADE ELÉTRICA DAS SOLUÇÕES ................................................................. 94 
EXPERIMENTO 31 – FUNÇÕES INORGÂNICAS (ÁCIDOS, BASES, SAIS E ÓXIDOS) ............................................ 96 
EXPERIMENTO 32 – CRISTALIZAÇÃO ............................................................................................................... 99 
EXPERIMENTO 33 – DETERMINAÇÃO DA ÁGUA DE CRISTALIZAÇÃO DO SULFATO DE COBRE(II) ................. 101 
EXPERIMENTO 34 – DETERMINAÇÃO DA SOLUBILIDADE DE UM SÓLIDO EM UM LÍQUIDO ........................ 103 
EXPERIMENTO 35 – HIDROGÊNIO ................................................................................................................. 107 
EXPERIMENTO 36 – METAIS ALCALINOS E ALCALINOS TERROSOS ............................................................... 110 
EXPERIMENTO 37 – BORO E ALUMÍNIO ........................................................................................................ 116 
EXPERIMENTO 38 – ELEMENTOS DO GRUPO 14 ........................................................................................... 120 
EXPERIMENTO 39 – NITROGÊNIO .................................................................................................................. 127 
EXPERIMENTO 40 – OXIGÊNIO E ENXOFRE ................................................................................................... 129 
EXPERIMENTO 41 – HALOGÊNIOS ................................................................................................................. 133 
EXPERIMENTO 42 – TÉCNICA DE SEPARAÇÃO – CROMATOGRAFIA EM PAPEL ............................................ 141 
EXPERIMENTO 43 – EXTRAÇÃO DE PIGMENTOS POR SOLVENTES ................................................................ 144 
EXPERIMENTO 44 – IDENTIFICAÇÃO DE ALGUNS GRUPOS FUNCIONAIS ORGÂNICOS ................................. 148 
REFERÊNCIAS ...................................................................................................................................... 157 
SOBRE O AUTOR ...................................................................................................................................... 158 
ANOTAÇÕES ...................................................................................................................................... 159 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 2 
 
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INSTRUÇÕES SOBRE O CADERNO DE LABORATÓRIO E ELABORAÇÃO DE RELATÓRIOS 
 
INSTRUÇÕES SOBRE O CADERNO DE LABORATÓRIO 
A finalidade de um caderno de laboratório é manter um registro permanente do trabalho 
de laboratório, associado com cada experiência que está sendo executada. Estas anotações devem 
ser feitas de maneira concisa, mas compacta, para que possam ser lidas e entendidas por outras 
pessoas. 
Os dados experimentais obtidos no laboratório devem ser anotados diretamente no 
caderno durante o período de trabalho. Se for necessário inutilizar ou alterar alguma anotação, este 
item deve ser riscado de maneira que os dados originais ainda possam ser lidos. Não se devem 
apagar dados originalmente anotados no caderno. Tal prática assegurará um registro permanente 
e fidedigno das anotações enquanto se conduz uma investigação. 
Para cada experiência devem ser anotadas as seguintes informações: 
1. Data; 
2. Título da experiência; 
3. O problema experimental; 
4. Resumo de todos os processos que ocorrerão durante o experimento; 
5. Letras e números para identificar as diversas fases da experiência; 
6. Registro detalhado de todas as observações; 
7. Registro correto das massas, volumes e outras medidas; 
8. Apresentação de dados em forma de gráficos ou tabelas, conforme o caso; 
9. Conclusões baseadas em observações reais no laboratório. 
Na maioria das experiências (práticas) é solicitada ao aluno a preparação de um relatório 
mais detalhado do que o normalmente apresentado no caderno. A maior parte das anotações já 
existentes será provavelmente incluída no relatório, mas de maneira mais extensa e melhor 
organizada. 
 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 3 
 
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INSTRUÇÕES SOBRE A ELABORAÇÃO DOS RELATÓRIOS 
Aspectos importantes quanto à forma de redigir relatórios: 
a) Durante a realização do experimento, devem-se anotar em um caderno apropriado todas as 
etapas experimentais realizadas, observando-se atentamente o sistema em estudo; 
b) A redação do relatório deve ser feita de forma impessoal, utilizando-se voz passiva no tempo 
pretérito perfeito, pois se relata algo que já foi feito; 
c) O relatório deve ser detalhado, cuidadoso e meticuloso de forma que qualquer pessoa que o leia 
consiga entender como foi feito o experimento. 
 
O relatório deverá conter os seguintes itens: título, objetivos, introdução ou 
fundamentação teórica, procedimento experimental, resultados e discussão, conclusão e 
referências. Cada uma dessas partes deve ser destacada em separado, através de um subtítulo. 
1. Título - O título, que pode ser o mesmo do roteiro do experimento, deve-se indicar a ideia 
principal do experimento. 
2. Objetivos - Devem ser descritos de modo simples e claro. 
3. Introdução - Um texto conciso e coeso contendo a fundamentação teórica necessária ao 
entendimento do experimento. 
4. Parte Experimental - Deve conter relatos exatos e claros de como foi realizada a experiência, de 
modo que baseada nestes relatos qualquer oura pessoa possa repeti-la. Geralmente é 
subdividido em duas partes: 
4.1. Equipamentos, materiais, reagentes e vidrarias - Lista de equipamentos, materiais e 
reagentes, especificando o fabricante e o modelo de cada equipamento, assim como a 
procedência e o grau de pureza dos reagentes e as vidrarias utilizadas durante a realização 
do experimento. 
4.2. Procedimento Experimental - Descrição detalhada e ordenada das etapas necessárias à 
realização do experimento. 
5. Resultados e Discussão - Apresentação dos resultados, na forma de dados coletados em 
laboratório e outros resultados, que possam ser calculados a partir dos dados fornecidos e 
obtidos. Todos os resultados devem ser apresentados na forma de tabelas, gráficos, esquemas, 
diagramas, imagens fotográficas ou outras figuras numeradas sequencialmente. A seguir, 
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apresenta-se uma discussão concisa, coerente e objetiva dos resultados obtidos, a partir das 
teorias e conhecimentos científicos prévios sobre o assunto, comentando sobre possíveisfontes 
de erros e problemas experimentais. 
As tabelas devem ser inseridas no texto mais próximas possível do trecho que as citam. As 
figuras deverão ser limitadas a uma página evitando que o material fique muito confuso. As 
tabelas não são fechadas por linhas laterais e seu título deve ser apresentado acima desta. No 
caso das figuras, o título deve ser apresentado abaixo das mesmas. 
6. Conclusões - Devem ser apresentadas de forma clara e sucinta. Relatar se os objetivos da 
experiência foram atingidos de modo satisfatório ou não, se o método empregado foi ou não 
adequado ao experimento em questão. Resumo sobre as deduções feitas a partir dos resultados 
alcançados, enfatizando os mais significativos. 
7. Referências - Deve conter os livros, artigos científicos e documentos citados no relatório e devem 
ser indicados a cada vez que forem utilizados. Recomenda-se a formatação das referências 
segundo as normas da Associação Brasileira de Normas Técnicas (ABNT). 
Exemplo de livro: 
SOLOMONS, T. W. G.; FRYHLE, C. B. Química Orgânica. 7. Ed. Rio de Janeiro: LTC, 2001, vol. 1 e 
2002, vol. 2. 
Exemplo de artigo de periódico: 
DEGANI, A. L. G., CASS, Q. B., VIEIRA, P. C. Cromatografia: um breve ensaio. Química Nova na 
Escola, São Paulo, v. 7, p. 21-25, 1998. 
Exemplo de artigo em jornal: 
LOPES, R. J. Brasileiros mapeiam genes ativos da cana. Folha de São Paulo, São Paulo, 5 set. 2003. 
Folha Ciência, p. A14. 
Exemplo de página da web: 
OKUMURA, F. ET AL. Identificação de pigmentos naturais de espécies vegetais utilizando-se 
cromatografia em papel. Química Nova, São Paulo, v. 25, p. 680-683, 2002. Disponível em: 
<HTTP://www.scielo.br/pdf/qn;v25n4/10545.pdf>. Acesso em 30 mar. 2013. 
 
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NORMAS DE SEGURANÇA NO LABORATÓRIO. 
 
1. OBJETIVOS 
Apresentar as normas de segurança aos alunos e a importância de se trabalhar de forma 
segura no laboratório de química. 
 
2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
Os trabalhos executados em laboratórios de química sempre foram motivos de 
preocupação quanto aos riscos existentes pelas peculiaridades das tarefas executadas. No entanto, 
o laboratório não é local perigoso, desde que cada aluno trabalhe com atenção, prudência e observe 
acima e tudo as regras básicas de segurança. Acidentes de pequeno ou maior porte poderão ocorrer 
por descuido ou por desconhecimento das situações de perigo, características na fase de 
aprendizado. 
Para a maioria das operações de laboratório existem instruções específicas que cada aluno 
deve obedecer para o bem de sua segurança e de seus colegas. 
É imprescindível que durante os trabalhos realizados no laboratório se observe as seguintes 
regras básicas de segurança: 
 
2.1. Ao chegar ao laboratório lembre-se que este é um local de trabalho onde o CUIDADO e a 
ATENÇÃO são requisitos fundamentais para evitar acidentes. 
2.2. O aluno deve TRAJAR CALÇAS COMPRIDAS E SAPATOS FECHADOS. Não é permitido o uso 
de bermudas, shorts e chinelos. 
2.3. Indispensável o USO DE JALECO e eventualmente o USO DE LUVAS na execução das práticas 
no laboratório. 
2.4. Cabelos compridos deverão ser presos, para evitar o risco de incendiarem quando próximos 
de um bico de gás. 
2.5. Durante sua permanência no laboratório, evite passar os dedos na boca, nos olhos ou no 
nariz. Bem como, não fumar e não ingerir alimentos. 
2.6. Evitar o contato dos reagentes com a pele, mas, caso aconteça lave com água corrente e 
AVISE AO PROFESSOR. 
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2.7. Faça apenas as experiências indicadas. Caso tenha interesse em outras experiências, 
consulte o seu professor. EXPERIÊNCIAS NÃO AUTORIZADAS SÃO PROIBIDAS. 
2.8. NUNCA JOGUE PRODUTOS OU SOLUÇÕES NA PIA OU NO LIXO. Descarte os resíduos 
conforme os procedimentos indicados pelo professor. 
2.9. Leia com atenção o rótulo de qualquer frasco antes de usá-lo. Segure o frasco pelo lado que 
contém o rótulo. Anote no Caderno de Laboratório os dados constantes nos rótulos dos 
reagentes. 
2.10. Deve-se evitar o desperdício de soluções, reagentes sólidos, gás e água destilada. 
2.11. Nunca use as espátulas de um frasco em outro, para evitar CONTAMINAÇÕES. 
2.12. Se um ácido ou outra solução em uso for derramado, lave o local imediatamente com 
bastante água. CHAME IMEDIATAMENTE O PROFESSOR. 
2.13. Não toque com os dedos os produtos químicos, nem prove qualquer droga ou solução. 
2.14. LEMBRE-SE QUE O LABORATÓRIO É UM LUGAR DE TRABALHO SÉRIO. 
2.15. Antes de iniciar e após o término dos experimentos mantenha sempre LIMPA A 
APARELHAGEM E A BANCADA DE TRABALHO. 
2.16. As lavagens das vidrarias são realizadas inicialmente com água corrente e posteriormente 
com pequenos volumes de água destilada. 
2.17. Deve-se tomar o cuidado para não contaminar os reagentes sólidos e as soluções. As 
substâncias que não chegaram a ser usadas nunca devem voltar ao frasco de origem. Nunca 
se deve introduzir qualquer objeto em frascos de reagentes. 
2.18. Ao aquecer um tubo de ensaio, deve-se fazê-lo de maneira adequada, caso contrário, o 
conteúdo do mesmo poderá ser projetado para fora, atingindo o operador ou outras 
pessoas. 
2.19. Dar tempo suficiente para que um vidro quente resfrie, não o abandone sobre a mesa, mas 
sim, informe que o mesmo está quente. 
2.20. Cuidado ao trabalhar com substâncias inflamáveis mantenha-as longe do fogo. Mas, caso 
seja necessário o aquecimento faça-o utilizando uma manta. 
2.21. Todas as operações nas quais ocorre desprendimento de GASES TÓXICOS DEVEM SER 
EXECUTADAS NA CAPELA (como por exemplo: evaporações de soluções ácidas, amoniacais, 
entre outras). 
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2.22. Ao observar o cheiro de uma substância não se deve colocar o rosto diretamente sobre o 
frasco que a contém. Abanando com a mão por cima do frasco aberto, desloque na sua 
direção uma pequena quantidade do vapor e aspire vagarosamente. 
2.23. Certifique-se do bom funcionamento do chuveiro de emergência e dos extintores de 
incêndio. 
2.24. Cuidado ao se trabalhar com ácidos concentrados. ADICIONE SEMPRE ÁCIDO LENTAMENTE 
À ÁGUA E NUNCA O CONTRÁRIO. 
2.25. Ácidos e bases concentradas atacam a pele e a roupa, por essa razão, devem ser utilizadas 
com o máximo de cuidado, principalmente na neutralização de um com outro, pois a reação 
é violenta. 
2.26. Verifique sempre que não há VAZAMENTO DE GÁS ao abrir ou fechar a torneira de gás. 
Certifique-se de que as mangueiras de borracha ou plástico estão em boas condições e 
adaptadas corretamente ao bico de Bunsen e à saída de gás. 
2.27. INFORME O PROFESSOR DE QUALQUER ACIDENTE que ocorra, mesmo que seja um dano de 
pequena importância. 
2.28. Estude com atenção os experimentos antes de executá-los, registrando, no caderno de 
laboratório as observações e conclusões que fez, após a execução dos mesmos. 
2.29. Quando terminar o seu trabalho, feche com cuidado as torneiras de gás e/ou de água 
evitando escapamento e desperdício. DESLIGUE TODOS OS APARELHOS. 
2.30. Ao término do período de trabalho no laboratório, lave todo o material utilizado e deixe-os 
na ordem em que encontrou no início da aula e LAVE BEM AS MÃOS. 
 
INSTRUÇÕES GERAIS 
 
Fogo e explosão 
A maior parte do fogo desencadeado em um laboratório é de origem elétrica. As principais 
causas são: linhas sobrecarregadas, fusíveis incorretos, isolantes elétricos inadequados. As 
explosões podem ser causadas por faíscas elétricas em contatocom vapores de líquidos inflamáveis. 
 
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Materiais de vidro 
Muitos acidentes que ocorrem em laboratórios envolvem manipulação de materiais de 
vidro. Antes de usar qualquer material de vidro certifique-se de que ele esta em boas condições. 
Materiais contendo pequenas trincas devem ser rejeitados. Frascos de reagentes químicos, 
especialmente líquidos, não devem ser mantidos em lugares que receban. luz solar direta, pois 
haverá um aumento na temperatura do conteúdo e poderá explodir. Evite armazenar frascos de 
reagentes líquidos em lugares altos ou de difícil acesso. 
Use sempre um pedaço de pano para proteger suas mãos quando estiver cortando um tubo 
de vidro, bem como para inserir um tubo de vidro ou termômetro em uma rolha. Tubos de ensaios 
usados em centrífugas devem sempre estar cuidadosamente balanceados para evitar sobre pressão 
do rotor e acidentes mairores. (Nunca tente parar o rotor de uma centrífuga com as mãos). 
 
Eletricidade 
Equipamentos elétricos podem causar ferimentos, incluindo a morte, assim como iniciar 
incêndios e explosões. 
 
Choques e queimaduras 
A resistência elétrica do corpo é muito variável, indo de algumas centenas de ohms, quando 
a pele esta úmida, até milhares de ohms quando a pele esta seca. Mesmo com uma resistência de 
10 k, uma tensão de 220 V poderá ser fatal. Claro que esta consideração se aplica a correntes que 
passam através do corpo, geralmente de uma mão para a outra. 
Uma corrente que atue em uma parte do corpo, tal como em um dedo, não necessariamente 
causará um choque elétrico. Mas pode causar queimaduras severas, necessitando de atendimento 
médico. Num caso de emergência, aja rapidamente. Desligue a eletricidade antes de remover a 
vítima. Se isto não for possível, empurre a vítima para longe do condutor, usando para isto um 
pedaço de madeira seca ou outro isolante para evitar que você seja uma segunda vítima. Se a 
respiração estiver parada como resultado do choque elétrico deve-se iniciar uma respiração artificial 
imediatamente. 
 
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Cuidados com os reagentes 
Nunca pipete com a boca qualquer líquido corrosivo, tóxico, volátil ou radioativo. Para isso 
existem bulbos de borracha (pêra) ou usa-se a trompa de vácuo. 
Não olhe para dentro de um tubo de ensaio ou qualquer outro frasco enquanto estiver 
misturando ou aquecendo o conteúdo e também não os aponte para outras pessoas. Não cheire 
material potencialmente tóxicos. 
Os olhos particularmente devem estar protegidos com óculos de segurança. Se qualquer 
reagente (especialmente ácido ou base) entrar no olho, este deve ser lavado exaustivamente com 
agua. Cuidados particulares devem ser tomados ao abrir garrafas não identificadas. Todo reagente 
não identificado deve ser tratado como perigoso e cuidados especiais devem ser tomados ao 
manipular tal material. 
 
Contaminação pessoal 
Mantenha suas mãos e faces sempre limpas. Lave exaustivamente com sabão e água morna 
sempre que um reagente contaminar sua pele. Habitue-se a lavar sempre a face, mãos e braços 
antes de sair do laboratório. A mão contaminada pode ser levada inadvertidamente à boca ou aos 
olhos. Fumar, beber e comer é proibido nos laboratórios devido à possibilidade da contaminação 
da boca e pulmões. Fumar é um perigo óbvio para ocasionar fogo. 
 
Gás comprimido 
Todos os cilindros de gases devem sempre ser manipulados com cuidado. Quando em uso 
ou mesmo quando estocados, os cilindros devem estar sempre presos a paredes ou bancadas. 
Devem ser transportados em carrinhos adequados e nunca arrastados ou rolados pelo chão. As 
válvulas dos cilindros devem ser abertas lentamente com a mão usando as chaves apropriadas. 
Nunca force as válvulas emperradas usando martelos e batidas. Cilindros com válvulas emperradas 
devem ser devolvidos ao fornecedor. Cilindros com gases tóxicos, inflamáveis ou explosivos devem 
ser mantidos fora do laboratório em lugares apropriados. 
 
 
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Substâncias tóxicas 
Leia cuidadosamente a etiqueta de identificação antes de remover qualquer reagente do seu 
frasco. Leia novamente na hora de tampar o frasco e coloque-o na localização própria. Nomes de 
substâncias distintamente diferentes são algumas vezes muito parecidos e usando substância 
errada pode ocorrer acidentes (sulfito e sulfato). Segure sempre a garrafa com a etiqueta voltada 
para a palma da sua mão a fim de protegê-la no caso de algum reagente escorrer para fora. 
Procure remover do recipiente aproximadamente a quantidade necessária para o uso, 
desprezando qualquer excesso. Nunca volte um reagente para o frasco original. Sempre adicione 
lentamente um reagente a um sistema de reação; nunca "jogue" o reagente ao sistema. Observe o 
que acontece quando a primeira quantidade é adicionada e espere um pouco antes de adicionar 
mais; algumas reações levam algum tempo para iniciarem. Se uma reação esperada não se inicia, 
fale com um instrutor antes de adicionar mais reagente. 
 
Sistemas de vácuo 
Os sistemas de vácuo usado em laboratórios são geralmente feitos de vidro. Ainda que se 
tome as devidas precauções, este sistema pode causar mais acidentes do que tradicionais 
manipulações de metais ou plástico. A fim de minimizar acidentes, examine todo vidro evitando que 
alguma parte fique submetida a tensão. Sempre que possível, partes do sistema devem estar 
protegidas. Tubos de diâmetro grande e recipientes com volume até l litro devem ser envolvidos 
por fitas adesivas. Frascos maiores devem ser protegidos por telas de arame. 
 
Material radioativo 
Todo trabalho que necessite o uso de material radioativo deve ser realizado sob orientação 
da pessoa responsável pelo laboratório. Qualquer um que tenha que realizar experiências 
envolvendo o uso de material radioativo deve consultar a pessoa encarregada do laboratório, que 
irá dizer os regulamentos relacionados com a aquisição e manipulação desses materiais. Materiais 
contendo urânio, tório, rádio, césio ou outros elementos que emitem radiação são classificados 
como materiais radioativos. 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 11 
 
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Toxicidade dos reagentes 
Poucos reagentes podem ser considerados completamente inofensivos. De modo geral são 
perigosos. Podem ser inalados ou ingeridos, entram através de cortes e algumas vezes são mesmo 
absorvidos através da própria pele intacta. Devido a rapidez com a qual o material pode ser 
absorvido através do sistema respiratório, a inalação constitui-se num perigo particular. Capelas 
devem ser usadas sempre que uma experiência envolva gases ou vapores tóxicos. 
 
 
REFERÊNCIAS 
CRUZ, R. Experimentos de química em microescala. São Paulo: Scipione, 1995. 
KOGHT, R. Aulas práticas de química. São Paulo: FTD, 1986. 
MOTHEO, A. J. Laboratório de Química Geral I. São Carlos: EDUSP, 1999. 
 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 12 
 
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MATERIAIS, VIDRARIAS E EQUIPAMENTOS MAIS UTILIZADOS EM LABORATÓRIOS DE QUÍMICA 
 
1. Tubo de ensaio 
Usado em reações químicas, 
Principalmente testes de 
reação. 
 
 2. Béquer 
Usadopara aquecimento de 
líquidos, reações de 
precipitação. 
 
3. Erlenmeyer 
Usado para titulações e 
aquecimento de líquidos. 
 
 4. Balão de fundo chato 
Usado para aquecimento 
de líquidos. 
 
5. Balão de fundo redondo 
Usado para aquecimento de 
líquidos e reações com 
desprendimento de gases. 
 
 6. Balão de destilação 
Usado em destilações. Possui 
saída lateral para a 
condensação 
de vapores. 
 
7. Proveta 
Usado para medidas 
aproximadas de volumes de 
líquidos. 
 
 8. Pipeta volumétrica 
Usada para medir volumes 
fixos 
de líquidos. 
 
 
9. Pipeta graduada 
Usada para medir volumes 
variáveis de líquidos. 
 
 
 10. Funil de vidro 
Usado em transferências de 
líquidos e em filtrações. 
 
11. Frasco de reagente 
Usado para o armazenamento 
de soluções. 
 
 12. Bico de Bunsen 
Usado para aquecimentos. 
 
13. Tripé de ferro 
Usado para sustentar a tela 
de amianto. 
 
 14. Tela de amianto 
Usada para distribuir 
uniformemente o calor em 
aquecimentos. 
15. Cadinho de porcelana 
Usado para aquecimentos 
à seco (calcinações) no bico 
de Bunsen e mufla. 
 
 16. Triângulo de porcelana 
Usado para sustentar cadinhos 
de porcelana em aquecimentos 
diretos no bico de Bunsen. 
 
17. Estante para tubos de ensaio 
Suporte para tubos de ensaio. 
 
 18-19. Funis de decantação 
Usado para separação de 
líquidos imiscíveis. 
 
20. Pinça de madeira 
Usada para segurar tubos de 
ensaio durante aquecimentos 
diretos no bico de Bunsen. 
 
 
 21. Almofariz e Pistilo 
Usados para triturar e 
pulverizar sólidos. 
 
22. Cuba de vidro 
Usada para banhos de 
gelo e fins diversos. 
 
 23. Vidro de relógio 
Usado para cobrir béqueres 
em evaporações, pesagens 
e fins diversos. 
 
 
24. Cápsula de porcelana 
Usada para evaporar 
líquidos em soluções. 
 
 
 25. Placa de petri 
Usada para fins diversos. 
 
26. Lima triangular 
Usada para cortes de vidro. 
 27. Anel para funil 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 13 
 
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28. Dessecador 
Usado para resfriar 
substâncias em ausência 
de umidade. 
 
 29. Pesa-filtro 
Usado para pesagem de 
sólidos. 
 
30. Suporte universal 
 
 31. Bureta 
Usada para medidas 
precisas de líquidos e em 
análises volumétricas 
 
32. Frasco lavador 
Usado para lavagens, 
remoção de precipitados e 
outros fins. 
 
 33. Pisseta 
Usada para os mesmos 
fins do frasco lavador. 
 
34. Balão volumétrico 
Usado para preparar e 
diluir soluções. 
 
 35. Aparelho de Kipp 
Usado para produção de 
gases. 
 
36. Mufa 
 
 37. Garra metálica 
Sustentação de peças, tais 
como condensador, funil de 
decantação e outros fins. 
 
38. Funil de Buchner 
 
 39. Termômetro 
Usado para medida de 
temperatura 
 
40. Kitassato e funil de 
Buchner 
Usados em conjunto para 
filtrações a vácuo. 
 
 41. Trompa de vácuo 
Usada em conjunto com o 
kitassato e o funil de 
Buchner. 
 
42. Bastão de vidro 
Usada para agitar soluções, 
transporte de líquidos na 
filtração e outros fins. 
 
 43. Vara de vidro 
Usada para montagens 
de aparelhos, interligações 
e outros fins. 
 
44. Furador de rolhas 
Usado para furar rolhas. 
 
 45. Picnômetro 
Usado para determinar a 
densidade de líquidos. 
 
46. Tubo em U 
Usado geralmente em 
eletrólise. 
 47. Pinça metálica 
Usada para transporte de 
cadinhos e outros fins. 
48. Escovas de limpeza 
Usada para limpeza de 
tubos de 
ensaio e outros materiais 
 49. Pinça de Mohr e pinça de 
Hoffman 
Usadas para impedir ou 
diminuir 
fluxos gasosos. 
 
50. Garra para condensador 
Usada para sustentar o 
condensador na destilação. 
 
 51. Espátulas 
Usadas para transferência 
de substâncias sólidas. 
52. Estufa 
Usada para secagem de 
materiais (até 200 oC). 
 
 53. Mufla 
Usada para calcinações 
(até 1500 oC). 
 
54. Condensadores 
Usados para condensar os 
gases ou vapores na 
destilação. 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 01 – MEDIDAS DE MASSA 
1. OBJETIVO 
Aprender a utilizar balanças em laboratório e pesar com precisão substâncias sólidas. 
2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
Uma das mais comuns e importantes operações de laboratório é a determinação de massa 
ou “pesagem”. 
Há uma grande variedade de balanças de laboratório, desde as mais grosseiras até as de 
mais alta sensibilidade. Na maioria das análises, uma balança analítica precisa ser utilizada para se 
obter massas altamente exatas. As balanças de laboratório menos exatas também são empregadas 
para as medidas de massa quando a demanda por confiabilidade não for crítica. A precisão a ser 
utilizada depende do trabalho a ser desenvolvido. É importante salientar que não se devem realizar 
pesagens de produtos químicos diretamente sobre o prato da balança, mas em recipientes 
apropriados (béquer, vidro de relógio, pesa-filtro) que devem estar limpos e secos. 
– BALANÇA DE USO GERAL: São as de uso mais comum no laboratório, geralmente apresentam o 
prato para colocação de amostras exposto, mas é recomendável que este seja protegido por uma 
simples caixa, pois leves correntes de ar podem levar instabilidade ao valor lido, ou até induzir a um 
erro de leitura. 
– BALANÇAS ANALÍTICAS: São as de uso mais restrito, especialmente na determinação de massas 
em análises químicas de determinação da quantidade absoluta ou relativa de um ou mais 
constituintes de uma amostra, usualmente apresentam o prato para colocação de amostras 
protegido por portinholas de vidro corrediças, pois leves ou até imperceptíveis correntes de ar 
podem levar instabilidade ao valor lido, ou até induzir a um grande erro de leitura. 
As balanças analíticas mais comumente encontradas (macrobalanças) têm uma capacidade 
máxima que varia entre 160 a 200 g. Com essas balanças, as medidas por ser feitas com precisão 
entre ± 0,1 mg. As balanças semimicroanalíticas têm carga máxima de 10 a 30 g com uma precisão 
de ± 0,01 mg. Uma balança microanalítica típica tem capacidade de 1 a 3 g com uma precisão de ± 
0,001mg. 
A pesagem consiste em zerar a balança com a vidraria a ser utilizada na pesagem sobre o 
prato, obtendo-se diretamente a massa do reagente. 
 
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Figura 1.1: Balança de uso rotineiro, para medidas da ordem de centenas a 0,01 g. 
 
 
Figura 1.2: Balança analítica, para medidas da ordem de gramas a 0,0001 g (ou menos). 
 
A principal diferença entre as balanças apresentadas nas Figuras 1.1 e 1.2 é a 
reprodutibilidade. A balança analítica, por possuir uma torre que a protege contra oscilações do ar, 
leva a resultados mais consistentes. 
Observações: 
Tarar significa zerar a balança mesmo com um peso colocado em seu prato. A balança 
eletrônica que você usará no curso faz isso automaticamente, selecionando o botão TARA. 
 
2.1. Cuidados Gerais com Balanças de Laboratórios 
O manejo de qualquer balança requer cuidados especiais por ser um instrumento de alto 
custo e de grande sensibilidade. 
a) Não remova os pratos, nem os troque com os de outra balança. Mantenha a balança no seu lugar; 
b) Não coloque na balança nenhuma substância que não esteja à temperatura ambiente; 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 16 
 
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c) Mantenha a balança em local onde a vibração, mudanças bruscas de temperatura ou de umidade 
e movimento do ar sejam mínimos; 
d) Conserve a balança sempre limpa, retirando qualquer respingo,partículas ou poeira de seus 
pratos com uma escova especial; 
e) Nunca coloque qualquer objeto diretamente sobre a balança. Líquidos e sólidos, em pó ou 
granulado, devem ser mantidos em algum recipiente seco, previamente pesado (tarado) e à 
temperatura ambiente. Se, durante a pesagem, o material for passível de interagir com a 
atmosfera (evaporação, oxidação, absorção de umidade), o frasco deve ser fechado. Para sólidos 
que não requerem proteção da atmosfera e que sejam inertes, a pesagem é feita colocando-se 
sobre os pratos, uma folha de papel adequado; 
f) Toda transferência de substância e/ou de pesos, deve ser feita somente quando os pratos estivem 
travados; 
g) Execute todas as operações com movimentos suaves e cuidadosos; 
h) Use pinças e espátulas; nunca use os dedos para manusear os objetos e substâncias que estão 
sendo pesadas; 
i) Ao terminar seu trabalho, remova todos os pesos e objetos da balança. Mantenha-a coberta ou 
fechada. No caso de balanças elétricas, tenha a certeza de que ela esteja desligada. 
 
2.2. Utilização de uma Balança Analítica 
Existem duas técnicas para pesagens dependendo do tipo de balança. Uma delas é pesar 
previamente a vidraria e em seguida o reagente químico, determinando a massa deste por 
diferença. A outra consiste em zerar a balança com a vidraria a ser utilizada na pesagem sobre o 
prato, obtendo-se diretamente a massa do reagente. 
Para realizar as pesagens adotam-se os seguintes procedimentos: 
a) Observa-se se a balança está no nível; caso não esteja, deve-se regular girando se os “pés”. 
b) Fecham-se as portas de vidro. 
c) Zera-se a balança pressionando o botão “tara”. 
d) Abre-se a porta, coloca-se o que se deseja pesar e fecha-se a porta. 
e) Espera-se até que o mostrador digital não flutue mais e anota-se a massa. Preste atenção a 
unidade de medida (mg, g, kg). 
f) A última casa decimal é a incerteza. 
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3. EQUIPAMENTOS, MATERIAIS, REAGENTES E VIDRARIAS. 
 Balança analítica 
 NaCl ou qualquer outro material sólido 
 Espátula 
 Béquer 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
- Primeiramente nivele a balança e acerte o zero da escala. 
- Colocar levemente o recipiente no prato da balança. 
- Tarar o recipiente a receber a amostra. 
- Pesar 1,0 g de cloreto de sódio ou qualquer outro material sólido. 
 
5. QUESTIONÁRIO SOBRE A VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL 
a) Descreva como você procederia para realizar uma pesagem, por diferença, de 5,6643g de NaCl, 
sendo a massa do recipiente (béquer) igual a 10,2590g. 
b) O que diferencia a balança analítica das demais balanças utilizadas em laboratório? 
 
REFERÊNCIAS 
BRADY, J. & HUMISTON, G.E., Química Geral. Vol. 1, Capítulo 1, Livros Técnicos e Científicos Editora 
S.A. Rio de Janeiro: 1986. 
BACCAN, N. ANDRADE, J.C., GODINHO, O.E.S. & BARONE, J.S., Química Analítica Quantitativa 
Elementar, Capítulo 1, 2ª edição, Editora Edgard Blücher Ltda. Campinas: 1985. 
VOGEL, A.I.; et al., Química Analítica Quantitativa, Editora Kapelusz. 1960. 
 
 
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EXPERIMENTO 02 – MEDIDAS DE VOLUME 
 
 
1. OBJETIVO 
Conhecer os equipamentos, materiais e as técnicas de medidas de volume utilizadas em 
laboratório de química. 
 
 
2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
Nos trabalhos de laboratório, as medidas de volume aproximadas são efetuadas 
rotineiramente em provetas graduadas e de um modo mais grosseiro, em béqueres com escala. As 
medidas volumétricas de precisão são realizadas utilizando aparelhos volumétricos precisos (balão 
volumétrico, pipetas e buretas). A prática de análise volumétrica requer a medida de volumes 
líquidos com elevada precisão. Para efetuar tais medidas são empregados vários aparelhos, que são 
classificados em duas categorias: 
Categoria 1: Aparelhos calibrados para dar escoamento a determinados volumes. Por 
exemplo: pipetas e buretas. As pipetas são de dois tipos: graduadas ou volumétricas. As graduadas, 
Figura 2a, constituem-se de um tubo de vidro com graduação de acordo com o volume que pode 
medir, geralmente são de menor precisão que as volumétricas. As pipetas volumétricas, Figura 2b, 
possuem apenas um traço final, para indicar o volume fixo. As buretas servem para medir volumes 
variáveis, são constituídos de um tubo de vidro calibrado, graduado e possuem uma torneira para 
permitir o controle do escoamento, Figura 2c. 
 
Figura 2: a) Pipeta graduada; b) Pipeta volumétrica; c) Bureta. 
 
 
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Categoria 2: Aparelhos calibrados para conter determinados volumes. Por exemplo: balões 
volumétricos, figura 2.1. Os balões volumétricos são balões de vidro de fundo chato e gargalo longo, 
providos de rolhas de teflon ou de vidro esmerilhados. O traço de referência marcando o volume 
pelo o qual o balão foi calibrado é gravado sobre o gargalo. Assim, quando for fazer a medida, a 
parte inferior do menisco tem de coincidir com o plano do círculo de referência. 
 
Figura 2.1: Balão volumétrico. 
As medidas de volume de líquidos usando qualquer um destes aparelhos podem ter erros 
devido a: 
- Ação da tensão superficial sobre a superfície dos líquidos. 
- Dilatação e contração provocadas pela variação de temperatura. 
- Calibração imperfeita do aparelho. 
- Erros de paralaxe. 
Dentre os erros descritos, o de paralaxe é o mais comum, que é na verdade a leitura errada 
do volume do líquido. Para evitar cometer este tipo de erro, a leitura de um determinado volume 
de líquido deve ser feita na altura dos olhos, sempre pela parte inferior do menisco. 
 
Figura 2.2: Esquema da posição correta para a observação do menisco. 
 
Os resultados obtidos podem ser expressos em unidades de SI, metro cúbico (m3), ou em 
submúltiplos deste, que é o caso mais frequente. Normalmente, as unidades submúltiplas mais 
usadas são o mililitro (mL), ou centímetro cúbico (cm3), e o litro (L). 
 
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Tabela 2.1: Principais instrumentos de medida de volume e suas características. 
Instrumento Características Como utilizar 
Pipetas graduadas 
Escala graduada, 
normalmente em mL. 
 
Pipetas volumétricas 
Tem um traço de 
referência na parte 
superior, indicador do 
nível a que se deve ficar o 
líquido, para que o 
volume medido seja o que 
está assinalado na pipeta. 
− Dão medidas precisas 
do volume de líquidos. 
 
 
− Dão medidas rigorosas 
(exatas) do volume de 
líquidos. 
1. Lava-se a pipeta com água destilada 
ou desionizada e, em seguida, com um 
pouco do líquido a medir. 
2. Mergulha-se a extremidade da pipeta 
no líquido a medir e, com uma pêra, 
aspira-se o líquido até ligeiramente 
acima do nível do volume pretendido, 
com a pipeta sempre na posição vertical. 
3. Deixa-se cair o excesso de líquido até 
o nível pretendido, pressionando a pêra. 
4. Finalizando, deixa-se escoar o líquido 
para o recipiente (béquer, erlenmeyer, 
etc.), pressionando do mesmo modo a 
pêra. 
Balões volumétricos 
Tem um traço de 
referência na zona 
tubular, o colo do balão, 
indicativo do nível a que 
deve ficar o líquido a 
medir, para que tenha o 
volume correspondente à 
capacidade do balão. 
− Dão medidas rigorosas 
(exatas) do volume de 
soluções. 
− São de vidro. 
− Usam-se na preparação 
de soluções a partir da 
dissolução de sólidosou 
na diluição de soluções. 
1. Na preparação de soluções aquosas 
partir de sólidos, diluem-se os mesmos 
num pouco de água desionizada em um 
béquer. 
2. Aguarda-se que a solução fique à 
temperatura ambiente e só depois 
transfere-se para o balão com um funil e 
de um bastão. 
3. Lava-se o béquer mais uma ou duas 
vezes com um pouco de água destilada 
ou desionizada. 
4. Por fim enche-se o balão com cuidado 
até o traço de referência. 
5. Tampa-se o balão e inverte-se para 
homogeneizar a solução com agitação 
vigorosa. 
Provetas 
Normalmente, graduadas 
em mL. 
− Dão medidas pouco 
precisas de volumes de 
líquidos. 
− São de vidro ou de 
plástico. 
1. Após a medição do volume do líquido, 
escoa-se o líquido da proveta, 
lentamente, com a ajuda de um bastão. 
2. A quantidade de líquido vertida é 
inferior à leitura efetuada, pois fica 
sempre um pouco de líquido na parede 
da proveta. 
 
 
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3. PARTE EXPERIMENTAL 
3.1. Equipamentos, materiais, reagentes e vidrarias. 
− água destilada − erlenmeyer de 50 mL − balão volumétrico de 50 mL 
− béquer de 50 mL − proveta de 100 mL − pipeta graduada de 5 mL 
− pisseta − bureta de 50 mL − pipetador de borracha (pêra) 
− termômetro − tubos de ensaio − estante para tubos de ensaio 
 
3.2. Procedimento Experimental 
− Verificar a temperatura do laboratório utilizando o termômetro. 
− Medir 50 mL de água em um béquer e transferir para a proveta. 
− Medir 50 mL de água em um erlenmeyer e transferir para a proveta. 
− Encher uma bureta com água (acertando o menisco e verificando se não há bolhas de ar no 
interior do instrumento). Transferir o volume da bureta para um balão volumétrico e a seguir 
para uma proveta. Comparar as escalas. 
− Pipetar 25 mL de água usando a pipeta volumétrica. Transferir para a proveta. Comparar a 
precisão na escala. 
− Pipetar, com uma pipeta graduada, 1,0 mL; 2,0 mL; 3,0 mL; 4,0 mL; 5,0 mL e transferir os volumes 
para diferentes tubos de ensaio. 
 
4. QUESTIONÁRIO SOBRE A VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL 
a) Defina vidraria “TC” (To Contain) e “TD” (To Deliver). Em que situações se aplicam cada uma 
delas? 
b) Quais são os erros mais comuns cometidos durante a medida de volumes usando vidraria 
graduada? Como evitá-los? 
c) Qual das vidrarias de medida de volume é a mais adequada para preparar soluções: béquer, 
proveta ou balão volumétrico? Por quê? 
d) É conveniente submeter a vidraria graduada a variações de temperatura? Por quê? 
 
REFERÊNCIAS 
AMSEI JUNIOR, N. L.; et al. Apostila de Química Geral e Experimental. Centro Universitário da 
Fundação Educacional de Barretos – UNIFEB. Barretos: 2009. 
SILVA, L. M. S. Práticas de laboratório de Química Geral. Universidade Federal do Maranhão – UFMA. 
São Luís: 2010. 
 
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EXPERIMENTO 03 – DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DE SÓLIDOS E LÍQUIDOS 
 
1. OBJETIVO 
Determinar a densidade de substâncias sólidas e líquidas. 
 
2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
As substâncias podem ser identificadas utilizando-se suas propriedades físicas 
características, tais como: ponto de fusão, ponto de ebulição e densidade. Essas propriedades, que 
têm valores estabelecidos para cada substância; não dependem da quantidade de substância e são 
chamadas de propriedades intensivas. 
A densidade de uma substância é a razão da sua massa por uma unidade de volume; ela 
pode ser obtida, matematicamente, pela divisão entre esses dois valores. A fórmula é: d = m/V, 
onde d é a densidade, m é a massa e v é o volume. Mesmo que a massa e o volume dependam da 
quantidade da substância (propriedades extensivas), a razão é constante, a uma dada temperatura. 
Estamos tratando aqui da densidade absoluta ou massa específica ou peso específico. É 
medida em gramas por centímetro cúbico (g/cm3). 
A densidade relativa é a comparação da massa específica de uma substância com a de outra 
tomada como padrão. 
Para calcular a densidade relativa dos sólidos e líquidos, a substância padrão é a água, cuja 
massa específica a 4 oC é igual a 1 g/cm3. 
Assim, quando dizemos que a densidade do cloreto de sódio é: 𝑑4𝑜
20𝑜 = 2,16, estamos 
afirmando que a massa de certo volume de cloreto de sódio a 20 oC é 2,16 vezes a massa do volume 
de água destilada a 4 oC. 
 
3. CÁLCULO DA DENSIDADE DE SÓLIDOS 
3.1. Equipamentos, materiais, reagentes e vidrarias. 
− Balança 
− Proveta 
− Amostra de sólidos (bolinhas de vidro, um prego ou qualquer outro material sólido). 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 23 
 
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3.2. Procedimento Experimental 
− Pesar a amostra do sólido e anotar sua massa em grama; 
− Colocar uma quantidade de água na proveta e anotar o seu volume em mililitro; 
− Inserir a amostra do sólido na proveta e observar o aumento de volume; 
− A diferença entre este novo volume da água e o volume inicial corresponde ao volume 
ocupado pelo sólido, que é expresso em mililitro ou centímetro cúbico. 
Logo, a densidade deste sólido é: 𝑑 =
𝑚(𝑔)
𝑉(𝑚𝐿)
 
 
4. CÁLCULO DA DENSIDADE DE LÍQUIDOS 
A densidade de um líquido pode ser calculada diretamente com o auxílio de um 
picnômetro, figura 3a ou de um densímetro figura 3b. 
Os picnômetros são balões volumétricos que se usa para medir e pesar pequenos volumes 
de líquidos. A tampa do picnômetro é provida de um pequeno orifício que dispensa o acerto do 
menisco. O líquido deve transbordar pelo orifício ficando o aparelho totalmente cheio. 
 
 Figura 3 – a) Tipos de pinômetros b) Tipos de densímetros 
 
Os densímetros medem diretamente a densidade de líquidos. Há densímetro com escala 
de 0,700 a 1,000; de 1,000 a 1,500 e de 1,500 a 2,000. 
Antes de trabalharmos com um densímetro, devemos calcular quanto vale cada pequeno 
intervalo de sua escala. 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 24 
 
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4.1. Procedimento Experimental 
― Pegar um picnômetro vazio, limpo e seco e anotar seu volume (V); 
― Pesar cuidadosamente o picnômetro vazio e anotar a sua massa (𝑚1); 
― Enchê-lo totalmente com água até transbordar; 
― Colocar a tampa e enxugar com um papel absorvente a água que escorreu pela parte de fora; 
― Pesar o picnômetro cheio e anotar a sua massa (𝑚2); 
― Calcular a massa de água contida no picnômetro (𝑚 = 𝑚2 −𝑚1); 
― A densidade da água na temperatura do experimento pode ser obtida através da fórmula: 
𝑑 =
𝑚(𝑔)
𝑉(𝑚𝐿)
 
Caso não disponha de um picnômetro, a densidade de líquidos puros ou soluções pode 
ser medida diretamente utilizando um densímetro. 
 
5. QUESTIONÁRIO SOBRE A VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL 
a) Escrever um processo que possibilite a determinar a densidade de uma moeda de níquel. 
b) Certo líquido insolúvel na água tem densidade d = 1,200 g/cm3. Este líquido deve flutuar ou 
afundar na água? Por quê? 
c) Calcule a porcentagem de etanol em uma solução hidro-alcoólica que apresenta uma densidade 
igual a 0,86 g/cm3. Dados: detanol = 0,80 g/cm3; dágua = 1,0 g/cm3 
𝑑𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 =
detanol ∗ %𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 + dágua ∗ (100 −%𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙)
100
 ⇒ %𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 =
(𝑑á𝑔𝑢𝑎 − 𝑑𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜) ∙ 100
(𝑑á𝑔𝑢𝑎 − 𝑑𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙)
 
 
REFERÊNCIA 
FRANÇA, M. do S. B. Química experimental básica. São Luís: EDUFMA, 2002. 
 
 
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EXPERIMENTO 04 – TÉCNICAS DE AQUECIMENTO EM LABORATÓRIO 
 
1. OBJETIVOS 
─ Aprender a utilizar o bico de Bunsen; 
─ Aprender técnicas de aquecimento em laboratório. 
 
2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
O bico de Bunsen, figura 4.1, é utilizado para quase todos os tipos 
de aquecimento efetuados em laboratório, desde os de misturas ou 
soluções de alguns graus acima da temperatura ambiente, até calcinações 
que exigem temperaturas de 600 oC dentro de cadinhos. No bico de Bunsen 
o gás combustível é geralmente o gás butano ou GLP (gás liquefeito de 
petróleo), o comburente geralmente é o ar atmosférico. 
Como se vê na figura 4.2, distingue três zonas na chama: 
a) Zona externa – Azul pálido, quase invisível, onde os gases sofrem 
combustão completa, resultando CO2 e H2O. Esta zona é chamada de 
zona oxidante. 
b) Zona intermediária – Luminosa, caracterizada por combustão 
incompleta devido a deficiência do suprimento de O2. Esta zona é 
chamada de zona redutora. 
c) Zona interna – Limitada por uma faixa azulada contendo os gases que ainda não sofreram 
combustão. Esta zona é também chamada de zona neutra. 
Não devemos aquecer béquer, erlenmeyer, balões de fundo chato, etc. diretamente à 
chama do bico de Bunsen. Esses aquecimentos são feitos utilizando uma tela de amianto, cuja 
função é difundir o calor uniformemente e não permitir que passe a chama. 
Os tubos de ensaio com líquidos podem ser aquecidos diretamente na chama do bico de 
Bunsen. A chama deve ser média e o tubo deve estar seco por fora para evitar que se quebre ao 
aquecer. O tubo deve estar virado para parede ou numa direção em que não se encontre ninguém, 
pois é comum, aos operadores inexperientes, deixar que repentinamente o líquido quente salte fora 
do tubo, o que pode ocasionar queimaduras. O tubo é segurado próximo a sua boca, pela pinça de 
madeira e agitando-se brandamente para evitar superaquecimento do líquido. 
Figura 4.1 – Bico de Bunsen 
Figura 4.2 – Zonas de 
temperatura da chama 
do bico de Bunsen. 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 26 
 
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Banhos de aquecimento 
Emprega-se geralmente um banho de água ou um banho de vapor para temperaturas até 
100 oC. A forma mais simples é um béquer ou um vaso de ferro esmaltado montado num suporte 
adequado. A água é colocada no vaso que é aquecido através da chama. Esse processo deve ser 
usado para líquidos não inflamáveis devido à proximidade da chama. 
Para temperaturas acima de 100 oC, usam-se geralmente banhos de óleo. A parafina pode 
ser empregada para temperaturas até 220 oC. A glicerina pode ser usada em banhos de aquecimento 
até 140 oC. Para temperaturas até 250 oC, recomenda-se óleo de semente de algodão hidrogenado. 
Os banhos de óleo devem ser, sempre que possível, realizados numa capela. Deve-se 
sempre colocar um termômetro no banho para evitar aquecimento excessivo. 
Por muito tempo, empregou-se para aquecimento de balões e outras aparelhagens de 
vidro, um vaso de metal contendo areia, chamado banho de areia, aquecido por meio de uma 
chama. Devido à baixa condutividade térmica da areia, o controle da temperatura é deficiente e o 
seu uso não é recomendado para trabalhos de rotina no laboratório. Ocasionalmente pode ser 
empregado, quando se fizerem necessárias altas temperaturas. 
 
Chapa de aquecimento elétrico 
Utilizada normalmente para aquecimentos rotineiros de laboratório 
com a vantagem de que substâncias inflamáveis também podem ser 
aquecidas com esse equipamento. Outra vantagem é que o controle da 
temperatura é mais eficiente e ainda pode ser acoplado ao equipamento um 
agitador magnético, figura 4.3. É comumente aconselhável interpor uma folha 
de amianto entre o topo do metal e o vaso a ser aquecido, particularmente se 
o conteúdo do último está sujeito à ebulição tumultuosa. 
 
 
 
 
Figura 4.3 – Chapa de 
aquecimento com 
agitador magnético. 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 27 
 
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Manta de aquecimento elétrico 
Utilizada normalmente para destilações onde é essencial um 
aquecimento constante e a vantagem de serem aquecidas também 
substâncias inflamáveis. Este equipamento pode atingir temperaturas de 
até 400 oC. Existem diversos formatos de mantas de aquecimento: para 
balões de fundo redondo, figura 4.4, béqueres, funis e colunas de 
fracionamento. 
 
3. EQUIPAMENTOS, MATERIAIS, REAGENTES E VIDRARIAS 
 Bico de Bunsen  Béquer de 250 mL 
 Tripé de ferro  Suporte de madeira para tubos de ensaio 
 Tela de amianto  Chapa de aquecimento com agitador magnético 
 Pinça de madeira  Manta de aquecimento elétrico 
 Tubos de ensaio 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
4.1. Uso do bico de Bunsen. 
─ Com a janela do bico de Bunsen fechada, abrir o registro do gás e o do bico de Bunsen e 
imediatamente acender o bico. Observar a coloração amarelada da chama. 
─ Girando gradativamente o anel, abrir totalmente a janela do bico para entrada de ar. 
Observar a variação de coloração da chama e distinguir as zonas de temperatura. 
─ Para apagar o bico de Bunsen é só fazer o caminho inverso. 
 
4.2. Aquecimento de líquidos em Béquer. 
─ Colocar cerca de 50 mL de água em um béquer; 
─ Colocar o béquer sobre uma tela de amianto suportada em um anel de ferro ou tripé de 
ferro; 
─ Aquecer o béquer com a chama forte do bico de Bunsen (janela e registro totalmente 
abertos); 
─ Após algum tempo, observar a ebulição da água. 
Figura 4.4 – Manta de 
aquecimento elétrico. 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 28 
 
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4.3. Aquecimento de líquidos no tubo de ensaio. 
─ Colocar cerca de 4 mL de água em um tubo de ensaio; 
─ Segurar o tubo, próximo à boca, com uma pinça de madeira; 
─ Aquecer a água, na chama média do bico de Bunsen (janela e registro abertos pela metade), 
com o tubo voltado para a parede, com inclinação de 45o e com pequena agitação até a 
ebulição da água. O aquecimento jamais deve ser feito no fundo do tubo e sim próximo à 
superfície do líquido; 
─ Retirar o tubo da chama e com muito cuidado derramar a água do tubo na pia segurando 
sempre pela pinça de madeira; 
─ Guardar o tubo em um suporte de madeira. 
 
4.4. Aquecimento de líquidos em manta de aquecimento. 
─ Colocar cerca de 50 mL de água em um balão de fundo redondo; 
─ Colocar o balão em uma manta de aquecimento e, em seguida, ligar a manta; 
─ Após algum tempo, observar a ebulição da água. 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 29 
 
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EXPERIMENTO 05 – DESTILAÇÃO SIMPLES 
 
1. OBJETIVO 
Realizar uma destilação simples. 
2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
A destilação simples consiste na separação de um líquido volátil de uma substância não 
volátil. Quando a destilação consiste na separação de duas ou mais substâncias líquidas com pontos 
de ebulição diferentes esta é chamada de destilação fracionada. 
À medida que aumenta a temperatura de um líquido, sua pressão de vapor também 
aumenta. Quando esta pressão de vapor se torna igual à pressão exercida sobre a superfície do 
líquido, este entra em ebulição. 
Quando a pressão exercida sobre a superfície do líquido for igual a uma atmosfera, esta 
temperatura é denominada de ponto de ebulição. 
Durante a ebulição de uma substância pura, sua temperatura não se modifica, mas quando 
se tratar de uma solução, ocorrerá, embora pequena,uma variação na temperatura de ebulição 
devido a variação na fração molar da solução conforme se separa ou destila um dos componentes 
da mistura. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES 
 Suporte universal  Balão de fundo chato (500 mL) com junta esmerilhada 24x40” 
 Garras e mufas  Balão de fundo redondo (500 mL) com juntas esmerilhadas 24x40” 
 Bolinhas de vidro  Manta de aquecimento para balão de fundo redondo de 500 mL 
 Termômetro  Condensador de Liebig (reto) com juntas esmerilhadas 24x40” 
 Anel para funil  “Unha” com juntas esmerilhadas 24x40” 
 Filme de teflon  Solução aquosa de CuSO4 1,0 mol L
-1 ou outra solução colorida 
 Filme de polietileno  Funil analítico de vidro 
 Elevador (macaco)  Adaptador para condensador com juntas esmerilhadas 24x40” e 
adaptação para termômetro 
 Mangueira de silicone 
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4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
─ Adicionar algumas esferas de vidro ou cacos de cerâmica no balão de destilação ou balão de 
fundo redondo; 
─ Medir 100 mL da solução aquosa de CuSO4 ou outra solução colorida e transferir para o balão 
de destilação; 
─ Colocar o balão na manta de aquecimento; 
─ Adaptar a junção ao balão, fixar ao suporte universal e em seguida colocar o termômetro; 
─ Adaptar o condensador na junção e fixá-lo ao suporte universal; 
─ Conectar as mangueiras ao condensador; 
─ Adaptar a unha e um balão de fundo chato ao condensador e fixá-lo ao suporte universal; 
─ Abrir a torneira para refrigeração do condensador. Manter um fluxo constante de água; 
─ Ligar a manta de aquecimento; 
─ Destilar aproximadamente 60 mL de solvente; 
 
Figura 5 - Aparelhagem para destilação simples 
5. QUESTIONÁRIO SOBRE A VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL 
─ Por que na destilação, a entrada de água deve ser feita pela parte inferior do condensador? 
Figura 5. 
─ Em uma destilação geralmente se desprezam os 10% iniciais e finais. Por quê? 
─ Após a destilação, a coloração da solução de CuSO4 mudou? Por quê? 
─ Qual a função das bolinhas de vidro ou cacos de cerâmica na destilação? 
 
REFERÊNCIA. 
TRINDADE, D. F. et al. Química básica experimental. Ícone. São Paulo: 1998. 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 31 
 
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EXPERIMENTO 06 – DESTILAÇÃO FRACIONADA 
 
1. OBJETIVO 
 
Realizar uma destilação fracionada. 
 
2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 
A destilação fracionada consiste na separação de duas ou mais substâncias líquidas com pontos 
de ebulição diferentes (CONSTANTINO, M. G.; SILVA, G. V. J; DONATE, P. M., 2004). 
Em uma mistura de dois componentes, a pressão de vapor de cada líquido será: 
𝑝𝐴 = 𝑝𝐴
𝑜𝑥𝐴
𝑙 , 𝑝𝐵 = 𝑝𝐵
𝑜𝑥𝐵
𝑙 
E a pressão total será a soma das pressões parciais: 
𝑝 = 𝑝𝐴 + 𝑝𝐵 = 𝑝𝐴
𝑜𝑥𝐴
𝑙 + 𝑝𝐵
𝑜𝑥𝐵
𝑙 Equação 1 
A equação 1 fornece a pressão de vapor de uma mistura ideal de líquidos a uma certa 
temperatura, conhecendo-se a composição da mistura e a pressão de vapor de cada líquido na 
mesma temperatura. 
Podemos calcular a composição do vapor a qualquer temperatura, considerando que as 
pressões de vapor são proporcionais às frações molares na fase de vapor, ou seja: 
𝑝𝐴 = 𝑘𝑥𝐴
𝑣 , 𝑝𝐵 = 𝑘𝑥𝐵
𝑣 Equação 2 
Assim, 
𝑝𝐴 + 𝑝𝐵 = 𝑘𝑥𝐴
𝑣 + 𝑘𝑥𝐵
𝑣 = 𝑘(𝑥𝐴
𝑣 + 𝑥𝐵
𝑣) = 𝑘, 
Pois, 𝑥𝐴
𝑣 + 𝑥𝐵
𝑣 = 1 
Substituindo 𝑘 na equação 2, temos: 
𝑝𝐴 = (𝑝𝐴 + 𝑝𝐵)𝑥𝐴
𝑣 ou 𝑥𝐴
𝑣 =
𝑝𝐴
(𝑝𝐴+𝑝𝐵)
=
𝑝𝐴
𝑜𝑥𝐴
𝑙
𝑝
 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 32 
 
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3. EQUIPAMENTOS, MATERIAIS, REAGENTES E VIDRARIAS 
 
 Suporte universal  Balão de fundo chato (500 mL) com junta esmerilhada 24x40” 
 Garras e mufas  Balão de fundo redondo (500 mL) com junta esmerilhada 24x40” 
 Bolinhas de vidro  Manta de aquecimento para balão de fundo redondo de 500 mL 
 Termômetro  Condensador de Liebig (reto) com juntas esmerilhadas 24x40” 
 Anel para funil  “Unha” com juntas esmerilhadas 24x40” 
 Filme de teflon  Vinho tinto 
 Filme de polietileno  Funil analítico de vidro 
 Elevador (macaco)  Coluna de Vigreux 
 Mangueira de silicone  Adaptador para condensador com juntas esmerilhadas 24x40” e 
adaptação para termômetro 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
─ Adicionar algumas esferas de vidro no balão de destilação ou balão de fundo redondo; 
─ Transferir para o balão de destilação 200 mL de vinho tinto; 
─ Colocar o balão na manta de aquecimento; 
─ Adaptar a coluna de Vigreux ao balão; 
─ Adaptar a junção à coluna de Vigreux, fixar ao suporte universal e em seguida colocar o 
termômetro; 
─ Adaptar o condensador na junção e fixá-lo ao suporte universal; 
─ Conectar as mangueiras ao condensador; 
─ Adaptar a unha ao condensador e ao balão de fundo chato e fixá-lo ao suporte universal; 
─ Abrir a torneira para refrigerar o condensador. Manter um fluxo constante de água; 
─ Ligar a manta de aquecimento; 
─ Parar a destilação quando o volume do destilado ficar em torno de 20 mL; 
─ Observar as características do vinho antes e após a destilação; 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 33 
 
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5. QUESTIONÁRIO SOBRE A VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL 
 
─ Explique por que a temperatura não foi constante durante a destilação da solução. 
─ Qual substância você conseguiu identificar após a destilação? 
 
REFERÊNCIAS 
 
CONSTANTINO, M. G.; SILVA, G. V. J; DONATE, P. M. Fundamentos de Química Experimental. São 
Paulo: Editora da Universidade de São Paulo – Edusp, 2004. 
TRINDADE, D. F. et al. Química Básica Experimental, São Paulo: Ed. Ícone, 1993. 
 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 34 
 
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EXPERIMENTO 07 – FENÔMENOS FÍSICOS E QUÍMICOS 
 
1. OBJETIVO 
 
Diferenciar experimentalmente, um fenômeno físico de um fenômeno químico. 
 
2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 
Qualquer modificação operada nos corpos, pela ação dos agentes físicos ou químicos, 
cientificamente observada é um fenômeno (TRINDADE, D. F. et al 1993). 
Na natureza, as substâncias sofrem transformações constantes, sendo que estas podem 
ocorrer espontaneamente ou não e, classificam-se como fenômenos físicos ou químicos, embora 
não exista uma demarcação nítida entre os dois. 
No transcurso de um fenômeno físico, não há evidência da formação de uma nova 
substância, portanto, não ocorre modificação de suas propriedades químicas. Os fenômenos físicos 
são passageiros, duram somente enquanto persiste a causa que os provoca. 
Exemplo: Água em forma líquida quando aquecida transforma-se em vapor. Cessando o 
aquecimento, o vapor d'água condensa-se originando água líquida novamente. 
Quando observamos um ponto de fusão em trabalhos efetuados no laboratório, podemos 
repetir o ensaio, quantas vezes quisermos, usando o mesmo material, visto que as transformações 
físicas não alteram as propriedades químicas da matéria. 
Os fenômenos químicos ocorrem provocando alterações profundas das propriedades 
químicas da substância, originando novas, substâncias. Poderemos saber se ocorreu um fenômeno 
químico por comparação das propriedades dos produtos formados com as substâncias originais. 
Uma comparação das propriedades como cor, odor, sabor, solubilidade e estado físico, indicam 
normalmente se houve ounão formação de novas substâncias. 
1 22 2
Na H O NaOH H   
O sódio metálico reage com água dando origem a formação de hidróxido de sódio, uma base 
forte e hidrogênio gasoso, substâncias de propriedades específicas muito diferentes das que 
possuíam os reagentes inicialmente. 
Se estas propriedades não nos proporcionam informações suficientes, podemos comparar 
outras propriedades como o ponto de fusão, ponto de ebulição, índice de refração, densidade etc. 
Em geral, as transformações químicas são duradouras e vêm acompanhadas por variações 
de energia tais como: desprendimento de calor, luz, etc. Todavia estas manifestações de energia 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 35 
 
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não confirmam que o fenômeno é químico porque muitos fenômenos físicos implicam em 
transformações de energia (por exemplo, mudança de estado físico, dissoluções etc.). 
Em cada um dos fenômenos que serão estudados experimentalmente, poderão ser feitas 
observações suficientes quanto à cor, odor, estado físico, solubilidade em água, efeitos caloríficos, 
etc., que conduzirão a conclusões para que se possa estabelecer se o fenômeno é físico ou químico. 
Em cada caso, anotar as observações que considerar pertinentes para tomar uma decisão. 
Para melhor aproveitamento do trabalho prático, todas as substâncias devem ser 
examinadas previamente e suas propriedades imediatas devem ser anotadas para serem 
comparadas com as propriedades das novas substâncias que eventualmente se formarão. 
Em todos os itens, os fenômenos observados devem ser classificados como físicos ou 
químicos. As respostas podem ser colocadas nos espaços reservados. 
As classificações devem ser justificadas, quando o fenômeno for físico determinar qual a 
transformação física ocorrida e quando o fenômeno for químico escrever a reação que corresponde 
ao fenômeno. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES 
 
 Tubos de ensaio  Solução de ácido clorídrico – HCl 3,0 mol L
-1 
 Suporte universal  Nitrato de chumbo (solução 1,0 mol L-1) - 
Pb(NO3)2 
 Bico de Bunsen  Solução 1 mol L-1 de iodeto de potássio - KI 
 Béquer de 100 mL  Estante para tubos de ensaio 
 Vidro de relógio  Carbonato de sódio - Na2CO3 
 Cápsula de porcelana  Magnésio em aparas – Mg 
 Tela de amianto  Manta de aquecimento 
 Iodo sólido - I2  Vela de parafina 
 Tripé de ferro  Pinça metálica 
 Garra metálica  Bastão de vidro 
 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 36 
 
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4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
– Colocar um cristal de iodo em um balão de fundo redondo de 500 mL e cobrir com um vidro de 
relógio. Colocar o conjunto sobre uma manta de aquecimento e aquecer levemente dentro da 
capela. Observar os vapores que se desprendem. Cessar o aquecimento e colocar um cubo de 
gelo sobre o vidro de relógio. Aguardar o resfriamento do sistema. Os fenômenos observados 
são físicos ou químicos? 
– Colocar em uma cápsula de porcelana um pedaço de vela (parafina). Aquecer diretamente na 
chama do bico de Bunsen até a fusão. Observar, virar o conteúdo da cápsula rapidamente sobre 
uma superfície fria. Os fenômenos observados são físicos ou químicos? 
– Queimar um pedaço de papel. O fenômeno observado é físico ou químico? 
– Colocar em um tubo de ensaio, aproximadamente 0,5 g de carbonato de sódio. Adicionar 5 mL 
de água e agitar. Aquecer a solução obtida diretamente na chama do bico de Bunsen até 
completa evaporação. Deixe esfriar e observe se os fenômenos são físicos ou químicos? 
– Adicionar ao tubo de ensaio do item anterior 1 mL de ácido clorídrico 3 mol L-1. O fenômeno 
observado é físico ou químico? 
– Colocar em um tubo de ensaio, 2 mL de solução de iodeto de potássio, adicionar algumas gotas 
de solução de nitrato de chumbo. Agitar e em seguida deixar em repouso. O fenômeno 
observado é físico ou químico? 
– Segurar uma pequena tira de magnésio com a pinça metálica. Aquecer a tira diretamente na 
zona oxidante do bico de Bunsen até que ocorra incandescência (luminosidade). Aguardar o 
resfriamento da pinça. Anotar as características do resíduo obtido. O fenômeno observado é 
físico ou químico? 
 
REFERÊNCIA. 
TRINDADE, D. F. et al. Química básica experimental. Ícone. São Paulo: 1998. 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 37 
 
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EXPERIMENTO 08 – MÉTODOS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS 
1. OBJETIVO 
─ Utilizar a peneiração, dissolução fracionada, filtração e a evaporação como métodos de 
separação de mistura. 
 
2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
A peneiração, também chamado de tamisação, é um processo mecânico simples, utilizando 
peneiras, para separar dois ou mais sólidos de tamanhos diferentes (diferentes granulometrias) que 
formam uma mistura heterogênea (FELTRE, 2008, p.70; MAZALLA JÚNIOR, 2006, p.94). 
A dissolução fracionada ou seletiva é utilizada para separar sólidos presentes em uma mistura 
envolvendo substâncias solúveis e não solúveis ou substâncias solúveis e pouco solúveis em um 
determinado solvente ou misturas de solventes (MAZALLA JÚNIOR, 2006, p.95,103). O método 
consiste em dissolver a substância com maior grau de solubilidade e a separação das substâncias menos 
solúveis é feita por decantação ou filtração. A substância de maior grau de solubilidade pode ser isolada 
da solução por evaporação completa do solvente. 
A filtração é utilizada principalmente para separar substâncias presentes em misturas 
heterogêneas, geralmente envolvendo sólidos e líquidos ou sólidos e gases. Em ambos os casos, os 
processos se dão através da separação da fase sólida da fase líquida ou gasosa, utilizando um meio 
poroso que retém o sólido e deixando passar a fase líquida ou gasosa (CONSTANTINO, 2004, p. 118; 
FELTRE, 2008, p.71; TRINDADE, 1993, p. 31-34). 
Este é um dos métodos mais utilizados no cotidiano das pessoas, pois é o que acontece com 
o filtro doméstico. A água que chega até as residências geralmente contém partículas em suspensão, 
justificando assim o uso de filtros para a remoção dessas partículas. Este processo, não só elimina 
partículas indesejáveis como também alguns microrganismos patógenos a saúde humana. 
A evaporação é utilizada para separar sólidos de líquidos em uma mistura homogênea (solução) 
quando se deseja apenas a obtenção do sólido, desprezando o líquido (solvente). O método consiste em 
aquecer a solução até evaporação total do solvente, ficando no recipiente apenas o sólido (MAZALLA 
JÚNIOR, 2006, p.100). 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 38 
 
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4. EQUIPAMENTOS, MATERIAIS, REAGENTES E VIDRARIAS 
 Bacia plástica  Cloreto de sódio - NaCl 
 Bico de Bunsen  Copo de alumínio ou papeiro esmaltado 
 Peneira  Suporte universal 
 Béquer  Argola para funil 
 Filtro de papel  Sílica (areia) de diferentes granulometrias 
 Funil de vidro  Alça de platina ou fio de Ni-Cr para testes em chama 
 Espátula  Solução de nitrato de prata - AgNO3 0,1 mol L−1 
 
5. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Peneiração 
─ Em uma bacia plástica, misturar aproximadamente 50 g de sílica granulada com 50 g de sílica 
em pó, mexer bastante para promover o máximo de dispersão das sílicas; 
─ Peneirar a mistura de sílicas de diferentes granulometrias e, em seguida, separar em dois 
recipientes. 
 
Dissolução fracionada 
─ Em um béquer, misturar a sílica de menor granulometria com uma ponta de espátula de 
NaCl. Mexer bastantepara promover o máximo de dispersão. 
─ Adicionar 100 mL de água à mistura e mexer por 30 segundos. Em seguida, filtrar em filtro 
papel; 
 
Filtração 
─ Colocar o funil de vidro contendo o filtro papel sobre a argola presa ao suporte universal e 
filtrar a mistura obtida; 
─ Após a filtração, você conseguiria identificar qual a substância ficou retida no filtro papel? e 
qual a substância foi dissolvida durante o processo de dissolução fracionada? 
─ Realizar o teste de chama e teste para o íon cloreto (reação de precipitação com AgNO3); 
─ Para isolar a substância que permanece na solução utilizaremos o próximo experimento, a 
evaporação, como método de separação. 
 
Evaporação 
─ Colocar o filtrado em um copo de alumínio sobre a argola presa ao suporte universal e 
evaporar o solvente até a secura sob a chama de um bico de Bunsen. 
─ Analisar o sólido obtido. 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 39 
 
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REFERÊNCIAS 
CONSTANTINO, M. G.; SILVA, G. V. J; DONATE, P. M. Fundamentos de Química Experimental. São 
Paulo: Editora da Universidade de São Paulo – Edusp, 2004. p. 112-127. 
FELTRE, R. Química, 7ª edição. São Paulo: Ed. Moderna, 2008. Vol. 1, p. 70-76. 
MAZALLA JÚNIOR, W. Introdução à Química, 3ª edição. Campinas – São Paulo: Ed. Átomo, 2006. p. 
91-104. 
TRINDADE, D. F. et al. Química Básica Experimental, São Paulo: Ed. Ícone, 1993. p. 31-34. 
LIMA, J. B.; MACIEL, A. P. Experimentos de Química com Materiais Alternativos para a Educação 
Básica, V.1, EDUFMA, São Luís - MA, 2011. 
 
 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 40 
 
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EXPERIMENTO 09 – DETERMINAÇÃO DO PONTO DE FUSÃO DO ÁCIDO BENZÓICO 
1. OBJETIVO 
Determinar experimentalmente o ponto de fusão do ácido benzóico. 
 
2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
O ponto de fusão de uma substância pode ser definido como sendo a temperatura na qual 
o sólido e o líquido coexistem a uma pressão de 1 atm. 
As substâncias puras fundem em temperatura constante, quanto maior for a impureza da 
substância, maior será o intervalo de fusão. 
 
3. EQUIPAMENTOS, MATERIAIS, REAGENTES E VIDRARIAS. 
 Lamínula  Ácido benzóico (C6H5CO2H); PF = 123,5 – 124,5 oC 
 Espátula  Aparelho digital para determinação do ponto de fusão 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
─ Com o auxílio de uma espátula, colocar uma pequena quantidade de ácido benzóico em uma 
lamínula, em seguida, cobri-la com outra lamínula formando um “sanduíche” e colocá-las sobre 
a chapa aquecedora do aparelho; 
─ Programar o aparelho para aumentar a temperatura gradativamente; 
─ Anotar as temperaturas no momento em que o sólido começar a fundir e fundir totalmente. 
 
5. QUESTIONÁRIO SOBRE A VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL 
─ Se tivermos duas substâncias sólidas, uma polar e outra apolar, qual das duas terá ponto de fusão 
mais elevado? Por quê? 
─ O que é calor de fusão? 
─ Quando é que uma substância sublima? 
─ Escrever a fórmula estrutural plana do ácido benzóico. 
REFERÊNCIA 
TRINDADE, D. F. et al. Química Básica Experimental, São Paulo: Ed. Ícone, 1993. 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 41 
 
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EXPERIMENTO 10 – TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS. 
 
1. OBJETIVOS 
– Utilizar evidências experimentais para confirmar a ocorrência de uma reação química. 
– Classificar e representar equações químicas através das reações químicas. 
 
2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
As reações químicas são transformações de substâncias em outras, através de um rearranjo 
de átomos. As reações químicas são representadas por igualdades chamadas de EQUAÇÕES 
QUÍMICAS, que são formas abreviadas de descrever as transformações e as condições em que 
ocorrem. Para escrever uma equação química, é necessário conhecer a fórmula dos reagentes e dos 
produtos. Para se chegar a tal informação é preciso observar o curso da reação identificando os 
produtos, através da análise química. 
 
2.1. TIPOS E CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
 
1º TIPO: REAÇÕES DE PRECIPITAÇÃO 
As reações de precipitação são aquelas em que os íons se combinam em solução para 
formar um produto de reação insolúvel. Exemplo: 
Equação geral: Pb(NO3)2 + 2 KI 2 NaNO3 + PbI2 ↓ 
Equação iônica líquida: Pb2+ + 2I− PbI2 ↓ 
 
2º TIPO: REAÇÕES ÁCIDO-BASE 
As reações ácido-base são aquelas em que os íons H+ e OH− combinam-se para formar água. 
Exemplo: 
Equação geral: H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3 H2O 
Equação iônica líquida: 3 H+ + 3 OH− 3 H2O 
 
3º TIPO: REAÇÕES COM DESPRENDIMENTO DE GÁS 
As reações com desprendimento de gás são aquelas em que os reagentes se combinam em 
solução para formar um produto de reação que se desprende na forma de gás. Exemplo: 
Equação geral: HCl + NaHCO3 NaCl + H2O + CO2 ↑ 
Equação iônica líquida: H+ + HCO3− H2O + CO2 ↑ 
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4º TIPO: REAÇÕES DE REDUÇÃO E OXIDAÇÃO - (REDOX) 
As reações de redução e oxidação - são aquelas em que o processo importante é a 
transferência de elétrons de uma substância para outra. Exemplo: 
Eq. geral: 2KMnO4 + 3H2SO4 + 5
O
O
OHOH
OH
OH
ácido ascórbico
 K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O +5
O
O
OO
OH
OH
ácido ascórbico na forma oxidada
 
Eq. iônica líquida: 2Mn2+ + 6H+ + 5
O
O
OHOH
OH
OH
ácido ascórbico
 + 2Mn2+ + 8H2O + 5
O
O
OO
OH
OH
ácido ascórbico na forma oxidada
 
 
5º TIPO: QUANTO A LIBERAÇÃO OU ABSORÇÃO DE CALOR 
As reações podem ser ENDOTÉRMICAS, quando ocorrem com a absorção de calor do meio 
ambiente, e EXOTÉRMICAS, quando liberam calor para o meio ambiente. 
Reação exotérmica: HCl + NaOH NaCl + H2O 
Reação endotérmica: Ba(OH)2·8H2O(s) + NH4SCN(s) Ba(SCN)2(aq) + 2 NH3(aq) + 8 H2O(l) 
 
6º TIPO: QUANTO À VELOCIDADE 
As reações quanto a sua cinética podem ser classificadas em instantâneas, rápidas e lentas. 
Instantânea: 2 H2 + O2 2 H2O 
Rápida: Mg + 2 HCl MgCl2 + H2 
Lenta: Fe + 2 HCl FeCl2 + H2 
 
7º TIPO: QUANTO À REVERSIBILIDADE 
As reações podem ser IRREVERSÍVEIS, ocorrendo apenas no sentido direto e REVERSÍVEIS, 
ocorrendo nos dois sentidos. 
Reação irreversível: C + O2 CO2 
Reação reversível: 2 Na2CrO4 + H2SO4 Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O 
Equação iônica líquida: 2 CrO42− + 2H+ Cr2O72− + H2O 
 
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3. EQUIPAMENTOS, MATERIAIS, REAGENTES E VIDRARIAS. 
 Tubos de ensaio  Nitrato de chumbo – Pb(NO3)2 0,01 mol L−1 
 Espátula  Iodeto de potássio – KI 0,1 mol L−1 
 Pipetas graduadas  Ácido fosfórico – H3PO4 0,1 mol L−1 
 Magnésio em fita  Hidróxido de sódio – NaOH 0,1 mol L−1 
 Ferro (prego)  Hidróxido de sódio – NaOH 3,0 mol L−1 
 Permanganato de potássio – KMnO4  Ácido clorídrico – HCl 0,1 mol L−1 
 Estante para tubos de ensaio  Ácido clorídrico – HCl 3,0 mol L−1 
 Ácido ascórbico  Ácido sulfúrico – H2SO4 0,1 mol L−1 
 Tela de amianto  Ácido sulfúrico – H2SO4 1,5 mol L−1 
 Hidróxido de bário – Ba(OH)2·8H2O  Bicarbonato de sódio – NaHCO3 0,1 mol L−1 
 Tiocianato de amônio – NH4SCN  Cromato de sódio – Na2CrO4 - 0,1 mol L−1 
 Isqueiro ou fósforos  Dicromato de potássio – K2Cr2O7- 0,1 mol L−1 
 Conta-gotas  Indicador – Azul de bromotimol 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
4.1. Reação de precipitação 
Colocar em um tubo de ensaio 3,0 mL de solução aquosa de Pb(NO3)2 0,01 mol L−1 e em 
seguida, adicionar 3 gotas de solução de KI 0,1 mol L−1. Observar a formação de um precipitado 
amarelo e em seguida, deixar em repouso para sedimentar todo o precipitado. 
4.2. Reação de neutralização 
Colocar em um tubo de ensaio 3,0 mL de solução aquosa de H3PO4 0,1 mol L−1 e em seguida, 
adicionar 2 gotas do indicador azul de bromotimol e observar a mudança de coloração da solução. 
Adicionar gota a gota de solução aquosa de NaOH 3,0 mol L−1 até atingir 10 gotas. Observe as 
mudanças de coloração da solução e explique o fato da solução ficar amarelo, verde e azul. 
4.3. Reação com desprendimento de gás 
Colocar em um tubo de ensaio 2,0 mL de solução aquosa de NaHCO3 0,1 mol L−1 e em 
seguida, adicionar 2,0 mL de solução aquosa de HCl 0,1 mol L−1. Observar o desprendimento de gás 
carbônico. 
4.4. Reação de redução e oxidação 
Colocar em um tubo de ensaio 3,0 mL de solução aquosa de H2SO4 0,1 mol L−1 e em seguida, 
adicionar um cristal de KMnO4. Agite a mistura até dissolver totalmente o KMnO4. Observe a 
mudança de coloração da solução do incolor ao violeta característico do íon permanganato. 
Adicione uma ponta de espátula de ácido ascórbico e observe a mudança de coloração da solução. 
Explique no relatório o ocorrido através de uma equação de reação. 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 44 
 
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4.5. Reação com liberação ou absorção de calor 
Colocar em um tubo de ensaio 2,0 mL de solução aquosa de HCl 3,0 mol L−1 e, em seguida, 
adicionar 2,0 mL de solução aquosa de NaOH 3,0 mol L−1. Observar a variação de calor e responda 
no relatório se a reação é exotérmica ou endotérmica. 
Colocar em um tubo de ensaio 3,0 mL de água e adicionar uma ponta de espátula de 
NH4SCN. Agitar a mistura até total dissolução do sal e, em seguida, adicionar uma ponta de espátula 
de Ba(OH)2·8H2O. Agitar até total dissolução da base e observar a variação de calor. Responda no 
relatório se a reação é exotérmica ou endotérmica. 
 
4.6. Reação quanto a sua velocidade 
Colocar em dois tubos de ensaio 3,0 mL de solução aquosa de HCl 3,0 mol L−1 . Em um dos 
tubos, adicionar um prego de ferro e no outro um pedaço de magnésio em fita de aproximadamente 
2 cm. Observar as duas reações e responder no relatório qual a reação é a mais rápida e por que. 
 
4.7. Reação quanto a reversibilidade 
Queimar sobre uma tela de amianto um pedaço de papel toalha. Responda no relatório se 
a reação é reversível ou irreversível. 
Colocar em dois tubos de ensaio 2,0 mL de solução aquosa de Na2CrO4 0,1 mol L−1. No tubo 
2 adicionar 1,0 mL de água e colocar na estante que será utilizado como padrão. 
Colocar em dois tubos de ensaio 2,0 mL de solução aquosa de K2Cr2O7 0,1 mol L−1. No tubo 
4 adicionar 1,0 mL de água e colocar na estante que será utilizado como padrão. 
No tubo 1, adicionar 1,0 mL de solução aquosa de H2SO4 1,5 mol L−1. Observar a mudança 
de coloração e comparar com a solução do tubo 4. 
No tubo 3, adicionar 1,0 mL de solução aquosa de NaOH 3,0 mol L−1. Observar a mudança 
de coloração e comparar com a solução do tubo 2. 
Explique no relatório as transformações ocorridas. 
 
REFERÊNCIAS 
LENZI, E. et al. Química Geral Experimental,Freitas Bastos Editora, Rio de Janeiro, 2004. 
SILVA, R. R.; BOCCHI, N.; ROCHA FILHO, R. C. Introdução à Química Experimental. Rio de Janeiro: 
McGraw-HiII, 1990. Ed. Freitas Bastos Editora, Rio de Janeiro, 2004. 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 45 
 
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EXPERIMENTO 11 – REAÇÕES QUÍMICAS E CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO 
 
OBJETIVO 
Identificar os diferentes tipos de reações químicas; 
Efetuar o cálculo estequiométrico. 
 
INTRODUÇÃO TEÓRICA 
O processo pelo qual espécies químicas transformam-se em outras é chamada de reação 
química. As espécies originais são chamadas de reagentes e as que resultam após a reação são os 
produtos. 
Numa reação de síntese, partimos de mais de um reagente e obtemos um único produto ou 
produtos fáceis de isolamento. Na reação de decomposição, obtemos mais de um produto a partir 
de um único reagente. Nas reações de simples troca ou deslocamento, uma substância simples 
reage com uma substância composta, deslocando desta última uma nova substância simples. Nas 
reações de dupla troca, dois reagentes permutam seus íons dando origem a dois novos compostos. 
Nas reações de oxidação-redução ocorre a transferência de elétrons entre as espécies reagentes, as 
espécies que cedem elétrons são chamadas de agentes redutores e as espécies que recebem os 
elétrons de agentes oxidantes. 
Em muitas reações químicas há desprendimento de calor e são classificadas como reações 
exotérmicas. Quando o calor é absorvido, a reação é endotérmica. 
Em solução aquosa, os principais tipos de reações químicas são: 
─ Reação de precipitação; 
─ Reação ácido-base; 
─ Reação com liberação de gases; 
─ Reação de oxidação-redução; 
─ Reação de complexação; 
─ Reação de combustão. 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 46 
 
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MATERIAIS E REAGENTES 
 Espátula  Pipetas de 1, 5 e 10 mL  CuSO4 0,5 mol L-1 
 Termômetro  Provetas de 10 e 50 mL  NH4OH 1,5 mol L-1 
 Bastão de vidro  Papel de filtro  NaHCO3 1,0 mol L-1 
 Béquer de 100 mL  Zinco em lâmina  HCl 0,1 mol L-1 
 Pinça metálica  Kitassato  AgNO3 0,1 mol L-1 
 Funil de buchner  Fenolftaleína  HCl 3,0 mol L-1 
 Pinça de madeira  Magnésio em fita  Ca(OH)2 50 g L-1 
 Cápsula de porcelana  H2SO4 3,0 mol L-1  KI 0,1 mol L-1 
 Bomba de vácuo  Solução de amido a 0,5 %  H2O2 3,0 % 
 Estantes com tubos de ensaio  Bico de Bunsen 
 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Reação 1 
─ Colocar a ponta de uma fita de magnésio de aproximadamente 2 cm na chama de um bico de 
Bunsen. Com muito cuidado recolher o produto em um béquer de 100 mL; 
─ Adicionar 30 mL de água destilada e agitar com um bastão de vidro; 
─ Adicionar 2 gotas de fenolftaleína e agitar com um bastão de vidro; 
─ Equacionar e classificar as reações ocorridas. 
 
Reação 2 
─ Adicionar uma lâmina de zinco em um béquer de 100 mL contendo 50 mL de CuSO4 0,5 mol L-1; 
─ Deixe a reação ocorrer por 5 minutos, depois retire a lâmina da solução e observe a sua 
superfície; 
─ Equacionar e classificar a reação ocorrida. 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 47 
 
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Reação 3 
─ Adicionar 2,0 mL de CuSO4 0,5 mol L-1 em um béquer de 100 mL contendo 50 mL de água 
destilada; 
─ Adicionar 1,0 mL de NH4OH 1,5 mol-1 e observar o precipitado obtido; 
─ Separar o precipitado por filtração; 
─ Equacionar e classificar a reação ocorrida. 
 
Reação 4 
─ Colocar o precipitado obtido da reação 3 em um béquer de 100 mL contendo 50 mL de água 
destilada, mexer com um bastão de vidro e observar; 
─ Adicionar 2,0 mL de NH4OH 1,5 mol-1 e observar a reação; 
─ Equacionar e classificar a reação ocorrida. 
 
Reação 5 
─ Adicionar 10 mL de HCl 3,0 mol L-1 em um béquer de 250 mL contendo 50 mL NaHCO3 1,0 mol L-
1, agitar o béquer com movimentos circulares e observar; 
─ Equacionar e classificar a reação ocorrida. 
 
Reação 6 
─ Adicionar 10 mL de HCl 3,0 mol L-1 em um béquer de 100 mL contendo 50 mL de uma suspensão 
de Ca(OH)2 a5,0 %, agitar com um bastão de vidro e observar a reação pela mudança de 
coloração e desprendimento de calor; 
─ Equacionar e classificar a reação ocorrida. 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 48 
 
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Reação 7 
─ Adicionar 1,0 mL de KI 0,1 mol L-1 em um béquer de 100 mL contendo 50 mL de água. Agitar com 
um bastão de vidro. 
─ Adicionar 1,0 mL de H2SO4 3,0 mol L-1 e agitar com um bastão de vidro; 
─ Adicionar 1,0 mL de H2O2 a 3,0 % e agitar com um bastão de vidro; 
─ Adicionar 2 gotas de solução de amido e agitar com um bastão de vidro; 
─ Observar a reação através da mudança de coloração; 
─ Equacionar e classificar a reação ocorrida. 
 
Reação 8 
─ Misturar as soluções de AgNO3 0,1 mol L-1 e HCl 0,1 mol L-1 em 6 tubos de ensaio com tampa de 
acordo com o quadro abaixo: 
─ Após cada mistura, tampar o tubo e deixar em repouso na estante para tubos de ensaio; 
Tubo de ensaio HCl H2O AgNO3 
1 2,0 7,5 0,5 
2 2,0 7,0 1,0 
3 2,0 6,5 1,5 
4 2,0 6,0 2,0 
5 2,0 5,5 2,5 
6 2,0 5,0 3,0 
─ Medir com uma régua a altura do precipitado em cada tubo de ensaio; 
─ Construir um gráfico do volume de AgNO3 versus altura do precipitado; 
─ Equacionar e classificar a reação ocorrida. 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 12 – REATIVIDADE DOS METAIS – SÉRIE ELETROQUÍMICA 
1. OBJETIVOS 
Observar a reação de alguns metais com ácido clorídrico e estabelecer uma ordem 
crescente de reatividade entre eles. 
 
2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
Na série eletroquímica, os metais estão colocados em ordem decrescente de reatividade 
ou em ordem crescente de nobreza. 
Quanto maior for a reatividade (eletropositividade) de um metal, maior será sua 
capacidade de doar elétrons. 
Quando se coloca uma lâmina de zinco (metal branco azulado) em uma solução de sulfato 
de cobre (solução azul), verifica-se que a lâmina de zinco fica recoberta por uma substância de 
aspecto esponjoso de coloração vermelho-escuro (cobre metálico) e a solução se torna incolor uma 
vez que os íons Cu2+ não estão mais presentes em solução. Este fato ocorre devido o metal zinco ser 
mais reativo do que o cobre. 
 
3. EQUIPAMENTOS, MATERIAIS, REAGENTES E VIDRARIAS 
 Tubos de ensaio  Estantes para tubos de ensaios 
 Magnésio em fita  Solução aquosa de ácido clorídrico 1,0 mol L-1 
 Cobre em fio ou em pó  Chumbo granulado ou em pó 
 Ferro em lâmina ou em pó  Alumínio em lâmina ou em pó 
 Zinco em lâmina ou em pó 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
– Colocar 3,0 mL de HCl 1,0 mol L-1 em seis tubos de ensaio. Em seguida, adicionar um metal 
em cada tubo. 
– Observar a reatividade dos metais pela produção de gás e estabelecer uma série de 
reatividade. 
 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 50 
 
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5. QUESTIONÁRIO SOBRE E VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL 
– Todos os metais reagiram com o HCl? Por que? 
– Que gás é liberado nos experimentos? Como você o identificaria? 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 13 – ELETROQUÍMICA – PILHA 
 
1. OBJETIVOS 
Observar a montagem e o funcionamento de uma pilha 
 
2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
Em 1800, Alessandro Volta construiu a primeira pilha elétrica empilhando discos de cobre 
e zinco, alternadamente, separados por pedaços de tecido embebidos em solução de ácido 
sulfúrico. 
As pilhas são sistemas em que a energia química transforma-se espontaneamente em 
energia elétrica. Essa transformação se dá através de reações de oxirredução. 
A oxidação consiste em uma perda de elétrons enquanto que a redução consiste em um 
ganho de elétrons, de forma que estes fenômenos de perda e ganho de elétrons influenciam 
intensamente nosso cotidiano por meio das pilhas que usamos em nossos eletrodomésticos, a 
corrosão que degrada nossos pertences e muitos outros fenômenos. 
Um agente redutor consiste em uma substância capaz de fornecer elétrons a outra para 
que esta se reduza (recebe elétrons), enquanto que um agente oxidante é aquele capaz de retirar 
elétrons de outra substância de forma a oxidá-la. 
 
3. EQUIPAMENTOS, MATERIAIS, REAGENTES E VIDRARIAS 
 Copos de alumínio  Solução aquosa de ácido sulfúrico 0,1 mol L−1 
 Fios elétricos  Solução aquosa de permanganato de potássio 0,1 mol L−1 
 Garras jacaré  Tampas plásticas 
 “LED de alta potência”  Eletrodos de grafite 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
─ Fazer um furo central em cada tampa plástica e introduzir o eletrodo de grafite. Em seguida, 
fazer outro furo na borda de cada tampa plástica para permitir a passagem da garra jacaré; 
─ Em cada copo, adicionar 180 mL de solução aquosa de permanganato de potássio 
0,1 mol L−1 e 60 mL de solução aquosa de ácido sulfúrico 0,1 mol L−1. 
─ Cobrir os copos de alumínio com as tampas plásticas contendo os eletrodos de grafite; 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 52 
 
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Observação: O conjunto copo de alumínio, solução de permanganato de potássio em meio 
ácido e o eletrodo de grafite constitui uma pilha elétrica; 
─ Utilizando uma ou duas pilhas em série, conectar um relógio de ponteiros observando a 
polaridade dos fios ao fazer a conexão com o relógio. Observar os movimentos dos 
ponteiros. 
─ Fazer uma ligação em série de três pilhas (bateria) e conectar um “led” (do inglês diodo 
emissor de luz) e observar a emissão de luz pelo diodo. 
Observação: Caso o “led” não acenda, inverter a polaridade dos fios. 
 
5. QUESTIONÁRIO SOBRE A VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL 
─ Quais as reações que ocorrem na pilha? 
─ Quem se oxida? E quem se reduz? 
─ Quem é o agente oxidante? E o agente redutor? 
─ Quem é o ânodo? E o cátodo? 
─ Qual a “ddp” desta pilha? 
─ O que é ponte salina? Esta pilha utiliza uma ponte salina? Por que? 
 
REFERÊNCIA 
 
LIMA, J. B.; MACIEL, A. P. Experimentos de Química com Materiais Alternativos para a Educação 
Básica, V.1, EDUFMA, São Luís - MA, 2011. 
 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 53 
 
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EXPERIMENTO 14 – ELETROQUÍMICA – ELETRÓLISE DO IODETO DE POTÁSSIO EM MEIO AQUOSO 
 
1. OBJETIVOS 
Evidenciar o processo de eletrólise e demonstrar experimentalmente que a passagem da 
corrente elétrica através de uma solução aquosa de iodeto de potássio dá origem a novos produtos. 
 
2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
Chamamos de eletrólise à reação química de oxirredução, não espontânea, possível graças 
ao fornecimento de energia elétrica. 
Na eletrólise, a ligação entre os polos da bateria (gerador) e os eletrodos da cuba 
eletrolítica (receptor) é feita por fios metálicos, nos quais circulam elétrons. O circuito é fechado 
por eletrólitos, que conduzem corrente elétrica graças ao movimento de íons. 
O gerador fornece uma diferença de potencial (ddp) capaz de forçar os ânions do receptor 
a cederem elétrons ao polo positivo e os cátions a ganharem elétrons do polo negativo, ou seja, o 
polo positivo atrai os ânions os quais se oxidam, perdendo elétrons. 
Esses elétrons são cedidos ao polo positivo, voltando ao gerador. Por atrair ânions, o polo 
positivo é o ânodo. O polo negativo atraios cátions que nele sofrem redução, recebendo elétrons 
provenientes do gerador. Por atrair cátions, o polo negativo é o cátodo. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES 
 Fios elétricos  Béquer de 100 mL 
 Pipeta  Eletrodos de grafite 
 Bateria de 6 ou 9V  Solução de fenolftaleína a 0,1 % 
 Tubo em U  Solução de amido a 0,05 % 
 Garras jacaré  Solução de iodeto de potássio 0,1 mol L−1 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
─ Em um béquer de 100 mL contendo 50 mL da solução de KI, adicionar 1 mL da solução de 
amido e 1 mL da solução de fenolftaleína. Agitar e transferir para o tubo em U. Em seguida, 
colocar um eletrodo em cada lado do tubo. 
─ Fazer as conexões elétricas da bateria com os eletrodos utilizando os fios e as garras jacaré. 
Observar a eletrólise através da mudança de coloração da solução. 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 54 
 
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5. QUESTIONÁRIO SOBRE A VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL 
─ Por que a solução mudou de coloração? Explique. 
─ Quais as reações que ocorreram em cada lado do tubo? 
 
REFERÊNCIA 
 
LIMA, J. B.; MACIEL, A. P. Experimentos de Química com Materiais Alternativos para a Educação 
Básica, V.1, EDUFMA, São Luís - MA, 2011. 
 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 55 
 
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EXPERIMENTO 15 – ELETROQUÍMICA – ELETRÓLISE DA ÁGUA 
 
OBJETIVOS 
─ Evidenciar experimentalmente o processo de eletrólise; 
─ Decomposição da água por meio da eletrólise; 
─ Obtenção de hidrogênio e oxigênio. 
 
INTRODUÇÃO TEÓRICA 
A eletrólise é uma reação de redox não espontânea provocada pela passagem de uma corrente 
elétrica. A eletrólise tem muitas aplicações práticas, uma delas é a deposição de finas películas de 
metais sobre peças metálicas ou plásticas. Essa técnica recebe o nome de galvanização e os casos 
mais comuns são os de deposição de cromo (cromagem), níquel (niquelagem) e prata (prateação). 
Com isso as peças se tornam mais brilhantes, bonitas e valiosas, além de resistirem melhor a 
corrosão. 
A eletrólise pode ser efetuada em meio aquoso, não-aquoso e ígnea (realizada com o eletrólito 
fundido) e os eletrodos podem ser ativos e inertes. 
A água destilada por si só não sofre eletrólise, pois o número de íons resultantes da auto ionização 
da água é muito pequeno e insuficiente para conduzir corrente elétrica em determinado nível que 
possibilite aos íons H+ e OH– se descarregarem continuamente. Assim esse tipo de eletrólise só ocorre 
se dissolvermos na água um eletrólito solúvel, que forneça uma grande quantidade de íons para 
conduzir corrente elétrica e possibilitar a descarga dos íons H+ e OH–. Normalmente, os eletrólitos 
utilizados na eletrólise da água são NaOH, H2SO4 e Na2SO4. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 Fios  Béquer de 250 mL 
 Garras  Eletrodos de grafite 
 Bateria 9V  Tubos de ensaio grande 
 Garras jacaré  Solução de hidróxido de sódio 0,1 mol L-1 
 Suporte universal 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 56 
 
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PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
─ Encher dois tubos de ensaio até transbordar com solução aquosa de hidróxido de sódio 
0,1 mol L-1, tampar com o polegar e inverter em um béquer de 250 mL contendo 200 mL de 
solução aquosa de hidróxido de sódio 0,1 mol L-1. 
─ Suspender os tubos e colocar os eletrodos conectados aos fios. Em seguida, fazer as conexões 
elétricas destes com a bateria utilizando as garras jacaré. 
─ Observar a eletrólise através do desprendimento de gases. 
 
QUESTIONÁRIO SOBRE A VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL 
─ Quais as reações que ocorreram em cada tubo de ensaio? 
─ Quais os gases produzidos em cada tubo de ensaio? 
─ Qual o cátodo? E o ânodo? 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 57 
 
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EXPERIMENTO 16 – PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES 
 
1. OBJETIVOS 
Preparar soluções de concentrações definidas que possam ser usadas em análises 
volumétricas. 
 
2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
Solução é qualquer sistema monofásico constituído por soluto e solvente. Soluto é a fase 
dispersa, é aquele que está em menor quantidade. Solvente é o dispersante, é aquele que está em 
maior quantidade. A concentração de uma solução expressa a relação entre a quantidade de soluto 
e a quantidade de solvente ou da solução. 
Algumas unidades de concentração 
─ Concentração comum (g L−1) 
É a relação entre a massa do soluto (g) e o volume da solução (L) 𝐶 =
𝑚1(𝑔)
𝑉(𝐿)
 
─ Concentração em quantidade de matéria (mol L−1) 
É a reação entre o número de moles do soluto e o volume da solução (L) 𝑀 =
𝑚1(𝑔)
𝑚𝑚1 𝑉(𝐿)
 
─ Porcentagem em massa 
É a relação entre a massa do soluto e a massa total da solução % =
𝑚1
𝑚
∙100 
─ Densidade da solução (g mL−1) 
É a relação entre a massa (g) da solução e o volume (mL) da solução 𝑑 =
𝑚(𝑔)
𝑉(𝑚𝐿)
 
Relações entre unidades de concentração 
𝑀 =
10 𝑑 %
𝑚𝑚1
 𝑀 =
𝐶
𝑚𝑚1
 𝐶 = 10 𝑑 % 
Onde: 𝑚𝑚1 = massa molar do soluto (g mol
−1) 
 
3. EQUIPAMENTOS, MATERIAIS, REAGENTES E VIDRARIAS. 
 Bastão de vidro  Hidróxido de sódio em lentilhas – NaOH 
 Béquer  Biftalato de potássio – KHbif 
 Pisseta  Balão volumétrico de 100 mL 
 Funil comum  Balança analítica 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 58 
 
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4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
4.1. Preparar 100 mL de uma solução de NaOH 1,0 mol L−1. 
Esta solução deverá ser preparada com o máximo de cuidado a fim de evitar a carbonatação 
(reação com CO2) 
Utilizando a equação da concentração em quantidade de matéria, temos: 
M = 1,0 mol L−1 
V = 100 mL 
mm1 = 40 g mol−1 
M =
m1(g)
mm1 V(L)
 ⇒ m1(g) = M ∙ mm1 ∙ V(L) = 1,0 ∙ 40 ∙ 0,1 = 4,0 g + 10% = 4,4 g 
─ Pesar 4,4 g de NaOH em lentilhas em um béquer considerando que a soda absorverá 10 % de 
umidade durante o processo de pesagem. 
─ Adicionar pouco a pouco aproximadamente 50 mL de água destilada agitando lentamente até 
completa dissolução da base. 
─ Transferir para o balão volumétrico, enxaguar o béquer com aproximadamente 20 mL por duas 
vezes. 
─ Completar o volume com água destilada até o traço de aferição e tampar o balão. 
─ Segurando a tampa do balão, inverter o mesmo com agitação vigorosa a fim de obter uma 
solução. Este procedimento é repetido várias vezes 
─ Transferir a solução do balão para um frasco de plástico, etiquetar o mesmo contendo o nome 
da substância, sua fórmula molecular, sua concentração, a data que foi feita a solução e o nome 
da pessoa que efetuou a operação. 
─ Guardar essa solução, pois a mesma será utilizada no próximo experimento. 
 
4.2. Preparar 100 mL de uma solução de biftalato de potássio 0,1 mol L−1. 
Utilizando a equação da concentração em quantidade de matéria, temos: 
M = 0,1 mol L−1 
V = 100 mL 
𝑚𝑚1 = 204 g mol
−1 
𝑀 =
𝑚1(𝑔)
𝑚𝑚1 𝑉(𝐿)
 ⇒ 𝑚1(𝑔) = 𝑀 ∙ 𝑚𝑚1 ∙ 𝑉(𝐿) = 0,1 ∙ 204 ∙ 0,1 = 2,04 𝑔 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 59 
 
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─ Pesar 2,04 g de biftalato de potássio em um béquer. 
─ Adicionar pouco a pouco aproximadamente 50 mL de água destilada agitando lentamente até 
completa homogeneização. 
─ Transferir para o balão volumétrico, enxaguaro béquer com aproximadamente 20 mL por duas 
vezes. 
─ Completar o volume com água destilada até o traço de aferição e tampar o balão. 
─ Segurando a tampa do balão, inverter o mesmo com agitação vigorosa a fim de homogeneizar a 
solução. Este procedimento é repetido várias vezes 
─ Transferir a solução do balão para um frasco de vidro, etiquetar o mesmo contendo o nome da 
substância, sua fórmula molecular, sua concentração, a data que foi feita a solução e o nome da 
pessoa que efetuou a operação. 
─ Guardar essa solução, pois a mesma será utilizada em outro experimento. 
 
5. QUESTIONÁRIO SOBRE A VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL 
– Qual o volume de uma solução de ácido clorídrico de densidade 1,19 g mL−1 e teor 36,77 % 
necessário para preparar 500 mL de uma solução aquosa de HCl 0,6 mol L−1. 
Dado: Massa molar do HCl = 36,461 g mol−1. 
– O que ocorre na carbonatação do hidróxido de sódio? (escrever a equação da reação). 
– Como se prepara 500 mL de uma solução de KOH 0,2 mol L−1? 
 
REFERÊNCIA 
LIMA, J. B. Experimentos de Química Geral e Inorgânica. Universidade Federal do Maranhão – 
UFMA. São Luís 2012. 
 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 60 
 
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EXPERIMENTO 17 – DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES 
 
1. OBJETIVO 
Diluir uma solução. 
 
2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
Diluir uma solução é diminuir a quantidade relativa do soluto em relação ao solvente 
através do acréscimo de certa quantidade de solvente puro. 
 
Solução 1 (antes da diluição) 
m1 = massa do soluto 
mol1 = massa molar do soluto 
M1 = concentração molar (quantidade de matéria) da solução antes da diluição 
V1 = volume da solução antes da diluição 
𝑀1 =
𝑚1
𝑚𝑜𝑙1𝑉1
 
 
Solução 2 (após a diluição) 
m1 = massa do soluto 
mol1 = massa molar do soluto 
M2 = concentração molar (quantidade de matéria) da solução após a diluição 
V2 = volume da solução após a diluição 
𝑀2 =
𝑚1
𝑚𝑜𝑙1𝑉2
 
 
Como o número de moles do soluto não varia com a diluição, ou seja, o soluto é o mesmo, 
𝑚𝑜𝑙1 = constante e sua massa também não varia com a adição do solvente, 𝑚1 = constante, 
podemos afirmar que: 
𝑛1 =
𝑚1
𝑚𝑜𝑙1
= 𝑀1𝑉1 = 𝑀2𝑉2 
 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 61 
 
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3. MATERIAIS E REAGENTES 
 Pêra de borracha  Pipeta volumétrica de 10 mL 
 Pisseta  Balão volumétrico de 100 mL 
 Solução recém-preparada de hidróxido de sódio (NaOH) 1,0 mol L-1 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Preparar por diluição uma solução de NaOH 0,1 mol L−1 a partir de uma solução estoque de 
NaOH 1,0 mol L−1. 
Usando a equação da diluição, temos: 
Concentração final M2 = 0,1 mol L−1 
Volume final V2 = 100 mL 
Concentração inicial M1 = 1,0 mol L−1 
Volume inicial V1 = ? 
M1V1 = M2V2 ⇒ 1,0 ∙ V1 = 0,1 ∙ 100 ⇒ V1 = 10,0 mL 
– Pipetar 10 mL de solução de NaOH 1,0 mol L−1, usando uma pipeta volumétrica de 10 mL, munida 
de pêra de borracha. 
– Transferir para um balão volumétrico de 100 mL contendo aproximadamente 50 mL de água 
destilada. 
– Completar o volume com água destilada até o traço de referência e agitar vigorosamente a 
solução. 
– Transferir a solução do balão para um frasco de plástico, etiquetar o mesmo contendo o nome 
da substância, sua fórmula molecular, sua concentração, a data que foi feita a solução e o nome 
da pessoa que efetuou a operação. 
 
5. QUESTIONÁRIO SOBRE A VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL 
Como se prepara 250 mL de uma solução de H2SO4 1,0 mol L−1 a partir de uma a 98 % e 
densidade 1,84 g mL−1? 
 
REFERÊNCIA 
LIMA, J. B. Experimentos de Química Geral e Inorgânica. Universidade Federal do Maranhão – 
UFMA. São Luís 2012. 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 62 
 
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EXPERIMENTO 18 – PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES 
 
1. OBJETIVO 
Determinar experimentalmente a concentração de uma solução ou a quantidade de soluto 
de uma solução problema. 
 
2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
A titulação consiste na determinação do título ou da concentração mediante o volume 
necessário de uma solução padrão que reage com um volume de uma solução problema. 
─ Acidimetria é a determinação da dosagem de um ácido empregando uma solução 
padronizada de uma base. 
─ Alcalimetria é a determinação da dosagem de uma base empregando uma solução 
padronizada de um ácido. 
─ Permanganometria é a determinação da dosagem de uma solução redutora 
empregando uma solução padronizada de permanganato de potássio (solução oxidante) em 
meio ácido). 
 
Indicadores 
São substâncias orgânicas que se comportam como ácidos fracos ou como bases fracas e 
que dentro de uma faixa estreita de pH mudam de coloração. 
Na titulação de ácido forte com carbonato de sódio, deve-se usar alaranjado de metila, e 
na titulação de base forte com biftalato de potássio ou ácido forte, usa-se fenolftaleína. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES 
 Bureta de 25 mL  Garra metálica com mufa para buretas 
 Erlenmeyer de 125 mL  Solução padrão de biftalato de potássio - KHbif 0,1 mol L−1 
 Suporte universal  Solução de fenolftaleína 
 Funil de vidro  Solução de hidróxido de sódio - NaOH 0,1 mol L−1 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 63 
 
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4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Padronização da solução NaOH com solução padrão de biftalato de potássio 0,1 mol L−1 
─ Enxaguar a bureta com NaOH (5 mL) que é adicionado por meio de um funil. Deixar escoar 
completamente; 
─ Colocar o NaOH na bureta até um pouco acima do zero da escala; 
─ Abrir e fechar a torneira rapidamente para evitar a formação de bolhas de ar e para encher 
a ponta da bureta, até que a parte inferior do menisco coincida exatamente com a divisão zero; 
─ Colocar a bureta no suporte universal; 
─ Colocar 15mL de solução padrão de biftalato de potássio 0,1 mol L−1 em um erlenmeyer de 
125 mL, adicionar 50 mL de água destilada e 2 gotas do indicador fenolftaleína. 
─ Colocar o erlenmeyer sob a bureta; 
─ Colocar um papel de filtro sob o erlenmeyer para verificar o ponto de viragem com mais 
nitidez; 
─ Segurar a torneira da bureta com a mão esquerda e o gargalo do erlenmeyer com a mão 
direita. Se a pessoa for canhota inverter as posições. 
─ Usando a mão esquerda, abrir cuidadosamente a torneira da bureta e gotejar a solução de 
NaOH sobre a solução de biftalato de potássio contido no erlenmeyer sob agitação branda. 
─ Continuar gotejando até que a solução contida no erlenmeyer adquira coloração levemente 
rósea persistente durante 30 segundos. 
─ Anotar o volume gasto na titulação V = _______ mL 
Cálculo da concentração molar real da solução de NaOH. 
Reação: 
KHbif + NaOH KNabif + H2O O
O
O
O
bif = 
MNaOH VNaOH = MKHbif VKHbif 
Onde: 
MNaOH = Concentração molar real da solução de NaOH; 
MKHbif = Concentração padrão da solução de biftalato de potássio; 
VNaOH = volume gasto da solução de NaOH na titulação. 
VKHbif = volume utilizado da solução padrão de biftalato de potássio. 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 64 
 
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5. QUESTIONÁRIO SOBRE A VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL 
─ Como se deve proceder na pipetagem de soluções concentradas? 
─ O que é ponto de viragem? 
 
REFERÊNCIA 
LIMA, J. B. Experimentos de Química Geral e Inorgânica. Universidade Federal do Maranhão – 
UFMA.São Luís 2012. 
 
 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 65 
 
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EXPERIMENTO 19 – DETERMINAÇÃO DO TEOR DE ÁCIDO ACÉTICO EM VINAGRE 
 
OBJETIVOS 
Determinar o teor de ácido acético em vinagre. 
 
INTRODUÇÃO TEÓRICA 
O ácido acético é um ácido fraco tendo um Ka = 1,8x10-5. Ele é amplamente usado em química 
industrial na forma de ácido acético glacial (densidade 1,053 e 99,8% em massa). Na indústria 
alimentícia é consumido como vinagre, que é uma solução diluida do ácido acético glacial (3,5 a 8% 
em volume). 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 Buretas de 50 mL  Garra metálica com mufa para buretas 
 Erlenmeyer de 100 mL  Solução de hidroxido de sódio, NaOH, 0,1 mol L-1 
 Suporte universal  Solução de fenolftaleína 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
─ Pipetar cuidadosamente uma alíquota de 10,0 mL de vinagre e transferir para um balão 
volumétrico de 100 mL contendo aproximadamente 50 mL de água destilada, completar o 
volume do balão com água destilada até a marca de aferição. 
─ Retirar uma aliquota de 25,0 mL da solução do balão e transferir para um erlenmeyer de 100 mL, 
adicionar 3 gotas de fenolftaleína e titular com uma solução padrão de NaOH 0,1 mol L-1 até o 
aparecimento de uma coloração rósea persistente por 30 segundos. 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 66 
 
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CÁLCULO DO TEOR DE ÁCIDO ACÉTICO NO VINAGRE 
Calcula-se a concentração de ácido acético no vinagre expressando o resultado em mol L-1 
utilizando a equação: 
2 2
1 1 2 2 1 2 2
10
 0,4
25
M V
M V M V M M V
 
      
Onde: 
M1 = concentração de ácido acético no vinagre em mol L-1 
M2 = concentração real da solução de NaOH em mol L-1 
V2 = Volume (mL) de NaOH gasto na titulação. 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 67 
 
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EXPERIMENTO 20 – DETERMINAÇÃO DO TEOR DE HIDRÓXIDO DE MAGNÉSIO NO LEITE DE 
MAGNÉSIA 
 
OBJETIVO 
Determinar o teor de hidróxido de magnésio no leite de magnésia. 
 
INTRODUÇÃO TEÓRICA 
A especificação média para o leite de magnésia estabelece um mínimo de 7% em massa de 
hidróxido de magnésio. Antes de utilizar uma quantitade representativa da suspensão de leite de 
magnésia para análise, é necessário agitar bem o frasco e para uma análise precisa deve-se medir 
tanto a parte que está em suspensão quanto a que está em solução. 
A titulação direta de uma alíquota da amostra é um tanto difícil, pois ela é uma suspensão 
branca opaca não permitindo uma percepção de uma mudança precisa da cor do indicador no ponto 
final da titulação. Ainda mais, as partículas de hidróxido de magnésio em suspensão podem causar 
erros ao aderirem as paredes do erlenmeyer não tendo, portanto, contato com o titulante. 
Um procedimento alternativo para se contornar tais problemas consiste em adicionar um 
excesso conhecido de uma solução padrão de ácido clorídrico para dissolver e neutralizar todas as 
partículas suspensas, resultando numa solução clara. Em seguida, o ácido em excesso é titulado com 
uma solução padrão de hidróxido de sódio. 
2
2( ) 2
2
( )
(que nao reagiu) ( )
( ) 2 2
 
 
 
s excesso
titulante
Mg OH H Mg H O
H OH H O
 
 
 
 
 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 Buretas de 50 mL  Solução do indicador vermelho de metila 
 Erlenmeyer de 100 mL  Solução de ácido clorídrico HCl 0,5 mol L-1 
 Suporte universal  Solução de hidróxido de sódio NaOH 0,25 mol L-1 
 Garra metálica com mufa para buretas 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 68 
 
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PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Agita-se bem a suspensão de leite de magnésia e em seguida retira-se rapidamente uma 
amostra de aproximadamente 20 g em um erlenmeyer de 250 mL. Utilizando uma bureta, adiciona-
se exatamente 50 mL da solução padrão de ácido clorídrico 0,5 mol L-1 e em seguida agita-se para 
assegurar uma reação completa. A amostra deve dissolver completamente, se a solução ficar turva 
ou restar algum precipitado, isto indica que não foi colocado uma quantidade suficiente de ácido 
clorídrico, consequentemente, deve-se colocar uma quantidade adicional conhecida de HCl. 
A seguir, adiciona-se 3 gotas do indicador vermelho de metila e titula-se o excesso de ácido 
clorídrico com a solução padrão de hidróxido de sódio 0,25 mol L-1 até o aparecimento da cor 
amarela. 
 
CÁLCULO DO TEOR DE HIDRÓXIDO DE MAGNÉSIO NO LEITE DE MAGNÉSIA 
Calcula-se o teor de hidróxido de magnésio no leite de magnésia expressando o resultado em 
percentagem utilizando a equação: 
   
( )
2
58,34 100 2917
2 ( ) 
%
HCl HCl NaOH NaOH HCl HCl NaOH NaOH
Mg OH
M V M V M V M V
massa da amostra em gramas massa da amostra em gramas
      

 
  
 
Onde: 
MHCl = concentração real da solução de ácido clorídrico em mol L-1 
VHCl = Volume (mL) usado de solução de ácido clorídrico 
M2 = concentração real da solução de NaOH em mol L-1 
VNaOH = Volume (mL) de NaOH gasto na titulação. 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 69 
 
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EXPERIMENTO 21 – REAÇÕES DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO 
 
OBJETIVOS 
Verificar, experimentalmente, a tendência que apresentam as substâncias químicas à oxidação 
e à redução, bem como os produtos de uma reação de oxidação-redução (redox). 
 
INTRODUÇÃO TEÓRICA 
Reações que ocorrem com transferência de elétrons são chamadas de reações de óxido-
redução. A oxidação e redução sempre ocorrem simultaneamente. As substâncias que perdem 
elétrons, nas reações de oxidação-redução, são chamadas de agentes redutores ou simplesmente 
redutores e as que recebem elétrons, são chamadas de agentes oxidantes ou simplesmente 
oxidantes. 
O termo oxidação refere-se a qualquer transformação onde haja um aumento do número de 
oxidação, nox. Por exemplo, quando o gás hidrogênio reage para formar água, o nox dos átomos de 
hidrogênio aumenta de zero para um, diz então que o hidrogênio sofreu uma oxidação. Emprega-
se o termo redução sempre quando houver uma diminuição do nox. Por exemplo, quando o oxigênio 
reage para formar água, seu nox diminui de zero para menos dois, como houve um decréscimo do 
nox, diz-se então que o oxigênio sofreu uma redução. 
0 0 1 2
2 222 2H O H O
 
  
Nos processos de oxidação-redução, o aumento ou diminuição do nox é proveniente de uma 
transferência de elétrons de um átomo a outro. 
O agente oxidante, numa reação de oxidação-redução, provoca a oxidação da outra substância 
ao passo que o agente redutor provoca a redução da outra substância. 
Por exemplo: Uma barra de zinco é colocada em uma solução de sulfato de cobre. Após algum 
tempo, a barra de zinco fica recoberta com cobre enquanto que a coloração da solução passa de 
azul para incolor com a presença de íons zinco. 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 70 
 
DEQUI/UFMA – Prof. Dr. Joacy Batista de Lima 
Com relação aos íons Cu2+ ocorreu redução (diminuição do nox) 
0
2
. 2aqCu e Cu
   
Com relação ao zinco ocorreu oxidação (aumento do nox) 
0
2
. 2aqZn Zn e
   
Para conseguir a equação global, vamos somar os dois processos anteriores. 
0
2
.
0
2
.
0 0
2 2
. .
 22
 
aq
aq
aq aq
Cu e Cu
Zn Zn e
Cu Zn Cu Zn
 
 
 
 
 
  
 
Houve transferência de dois elétrons, quem doou elétrons foi a espécie química Zn, quem 
recebeu elétrons foi a espécie química Cu2+, o agente oxidante é a espécie química Cu2+, o agente 
redutor é a espécie química Zn. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 Tubos de ensaio  Permanganato de potássio 0,1 mol L-1  Água oxigenada 
 Béquer de 100 mL  Dicromato de potássio 0,1 mol L-1  Clorofórmio 
 Pinça de madeira  Iodeto de potássio 0,5 mol L-1  Tela de amianto 
 Magnésio em fitas  Sulfato de cobre 0,5 mol L-1  Papel de filtro 
 Pipetas de 10 mL  Sulfato ferroso 0,5 mol L-1  Bico de bunsen 
 Dióxido de manganês  Ácido clorídrico concentrado  Etanol 
 Tiocianato de amônio  Ácido nítrico concentrado  Água de cloro 
 Ácido sulfúrico 3 mol L-1  Estante para tubos de ensaio  Tripé de ferro 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 71 
 
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PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
─ Colocar 3 mL de solução de sulfato de cobre em um tubo de ensaio; 
─ Adicionar uma pequena tira de magnésio à solução; 
─ Agitar continuamente a mistura por 10 minutos. 
Escrever a semi reação de oxidação _____________________________________________ 
Escrever a semi reação de redução ______________________________________________ 
Escrever a equação global _____________________________________________________ 
Que substância sofreu oxidação? _______________________________________________ 
Que substância sofreu redução? ________________________________________________ 
Quem é o sólido formado e qual é a sua cor? ______________________________________ 
─ Colocar uma ponta de espátula de MnO2 em um tubo de ensaio; 
─ Adicionar cerca de 2 mL de HCl concentrado. Agitar e deixar reagir na capela durante 3 minutos. 
Escrever a equação da reação ___________________________________________________ 
Quem é o agente redutor? ______________________________________________________ 
Quem é o agente oxidante? _____________________________________________________ 
Quem sofreu oxidação? ________________________________________________________ 
Quem sofreu redução? _________________________________________________________ 
Qual é o gás liberado e sua cor? __________________________________________________ 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 72 
 
DEQUI/UFMA – Prof. Dr. Joacy Batista de Lima 
─ Colocar 2 mL de solução de KI em um tubo de ensaio; 
─ Adicionar 2 mL de água de cloro; 
─ Retirar 2 mL da mistura anterior e colocar em um tubo de ensaio; 
─ Adicionar 2 mL de clorofórmio e agitar. 
Escrever a equação da reação: __________________________________________________ 
Quem é o agente redutor? _____________________________________________________ 
Quem é o agente oxidante? ____________________________________________________ 
Quem sofreu oxidação? _______________________________________________________ 
Quem sofreu redução? ________________________________________________________ 
Por que se adicionou clorofórmio ao final da reação? ________________________________ 
Por que a fase do clorofórmio ficou colorida? E que cor? _____________________________ 
 
─ Colocar 2 mL de solução de KMnO4 em um tubo de ensaio; 
─ Adicionar 1 mL de solução de H2SO4 e em seguida 2 mL de H2O2. Agitar. 
Escrever a equação da reação: ___________________________________________________ 
Quem é o agente redutor? ______________________________________________________ 
Quem é o agente oxidante? _____________________________________________________ 
Quem sofreu oxidação? ________________________________________________________ 
Quem sofreu redução? ________________________________________________________ 
Qual é o gás liberado e sua cor? _________________________________________________ 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 73 
 
DEQUI/UFMA – Prof. Dr. Joacy Batista de Lima 
─ Colocar 2 mL de solução de FeSO4 em um tubo de ensaio; 
─ Adicionar 1 mL de solução de H2SO4; 
─ Adicionar 2 mL de H2O2 e agitar. 
Escrever a equação da reação: _________________________________________________ 
Quem é o agente redutor? ____________________________________________________ 
Quem é o agente oxidante? ___________________________________________________ 
Quem sofreu oxidação? ______________________________________________________ 
Quem sofreu redução? _______________________________________________________ 
─ Adicionar algumas gotas de solução de NH4SCN 
Escrever a equação da reação: _________________________________________________ 
Por que se adicionou NH4SCN ao final da reação? E qual a cor formada? _________________ 
 
─ Colocar 2 mL de ácido nítrico concentrado em um tubo de ensaio dentro da capela; 
─ Adicionar um pedaço de cobre. 
Escrever a equação da reação: ___________________________________________________ 
Quem é o agente redutor? ______________________________________________________ 
Quem é o agente oxidante? _____________________________________________________ 
Quem sofreu oxidação? ________________________________________________________ 
Quem sofreu redução? _________________________________________________________ 
Qual é o gás liberado e sua cor? __________________________________________________ 
Por que o cobre reage com ácido nítrico se ele é menos reativo do que o hidrogênio? 
_____________________________________________________________________________ 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 74 
 
DEQUI/UFMA – Prof. Dr. Joacy Batista de Lima 
─ Colocar 8 mL de solução de K2Cr2O7 em um béquer de 50 mL; 
─ Adicionar 4 mL de solução de H2SO4; 
─ Adicionar 4 mL de etanol; 
─ Fazer um aquecimento brando com o auxílio de um banho Maria. Observar a mudança de 
coloração. 
Por que a solução ficou verde? __________________________________________________ 
─ Colocar 8 mL de solução de KMnO4 em um béquer de 50 mL; 
─ Adicionar 4 mL de solução de H2SO4; 
─ Adicionar 4 mL de etanol; 
─ Fazer um aquecimento brando com o auxílio de um banho Maria. Observar a mudança de 
coloração. 
Por que a solução ficou incolor? __________________________________________________ 
Comparar o poder oxidante do K2Cr2O7 e o KMnO4: ___________________________________ 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 75 
 
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EXPERIMENTO 22 – ESTUDO DOS GASES – TRANSFORMAÇÃO ISOVOLUMÉTRICA 
 
OBJETIVO 
Observar experimentalmente a lei de Gay-Lussac (Transformação isovolumétrica ou isocórica) 
 
INTRODUÇÃO TEÓRICA 
O conhecimento dos gases e de suas propriedades é de grande importância na química, 
uma vez que os gases estão sempre presentes em nosso dia-a-dia. De fato, o ar que respiramos 
é indispensável a nossa vida, como também à vida de todos os animais e vegetais. 
Quando estudamos um gás devemos considerar as seguintes grandezas fundamentais: a 
massa, o volume, a pressão e a temperatura. As influências da pressão e da temperatura são tão 
grandes que realmente só tem sentido se mencionarmos o volume de um gás fornecendo 
também sua pressão e temperatura. 
Quando comparado o estado gasoso com o sólido e o líquido, temos: 
─ Os gases apresentam grande expansibilidade, ou seja, tendem a ocupar todo o volume do 
recipiente que os contem; 
─ Osgases são muito menos densos do que os sólidos e líquidos, isto é, em igualdade de 
massa, os gases ocupam um volume muito maior; 
─ Os gases apresentam grande difusibilidade, ou seja, grande capacidade de misturar entre si; 
─ Os volumes dos gases variam muito com a pressão (grande compressibilidade) e com a 
temperatura (grande dilatabilidade). 
No SI, a unidade de pressão é o Pascal (Pa), definido como a pressão exercida por uma 
força de 1N uniformemente distribuída sobre uma superfície plana de 1m2 de área, sendo essa 
superfície perpendicular à direção da força. A pressão dos gases também pode ser medida em 
atmosfera (atm) ou em milímetro de mercúrio (mmHg). 1 atm = 760 mmHg = 101325 Pa. 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 76 
 
DEQUI/UFMA – Prof. Dr. Joacy Batista de Lima 
A transformação gasosa na qual o volume é constante denomina-se isocórica (do grego 
igual volume). Nesse tipo de transformação, a relação entre a pressão e a temperatura é dada 
pela lei proposta por Gay-Lussac em 1802. “Quando uma massa fixa de um gás sofre 
transformação isocórica, a pressão do gás será diretamente proporcional à temperatura do 
sistema. 
Matematicamente, temos: P k T ou 
P
k
T
 1 2
1 2
 
P P
k
T T
   
MATERIAIS E REAGENTES 
 Termômetro  Manômetro ou coluna d’água 
 Copo de isopor  Transformador 220-12V 3A 
 Garrafa pequena  Resistência variável (dimmer) 
 Rolha de borracha  Suporte de madeira com escala em papel 
milimetrado 
 Resistência elétrica 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
─ Colocar água com corante dentro da mangueira de soro ou tubo de vidro em forma de U; 
─ Colocar a garrafa de vidro dentro copo de isopor, anotar a temperatura inicial e ligar o 
transformador ao dimmer; 
─ Controlar a voltagem com o dimer para que haja uma variação muito lenta e contínua da 
temperatura; 
─ Anotar a temperatura (Kelvin) e a pressão (diferença na altura da coluna de água em 
centímetros) em constantes intervalos de tempos; 
 
QUESTIONÁRIO SOBRE A VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL 
Construir um gráfico de pressão versus temperatura e analisar o comportamento do gás. 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 77 
 
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EXPERIMENTO 23 – PROPRIEDADES COLIGATIVAS - CRIOSCOPIA 
 
OBJETIVOS 
Observar o efeito crioscópico numa solução de água e sal 
 
INTRODUÇÃO TEÓRICA 
A crioscopia é a propriedade coligativa que indica o abaixamento do ponto de congelação de 
um líquido, provocado pela presença de um soluto não-volátil. Esse abaixamento é diretamente 
proporcional a molalidade da solução. 
O fenômeno crioscópico tem várias aplicações práticas: 
─ As fábricas de sorvete adicionam sal comum à água para poder resfriá-la muito abaixo de 
0ºC, sem que à água venha a se solidificar, e temperatura da mistura gelo e sal é abaixada, 
e assim as bebidas ficam mais geladas. 
─ Em países frios, coloca-se sal em pontos perigosos de rodovias no inverno, para evitar o 
acúmulo de gelo. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 Isopor  Tubos de ensaio 
 Gelo  Solução de sulfato de alumínio 0,1 mol L-1 
 Água 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
─ Colocar 5 mL de água em um tubo de ensaio e no outro 5 mL de solução aquosa de sulfato de 
alumínio; 
─ Colocar os dois tubos em um isopor, preencher com sal grosso e pequenos pedaços de gelo na 
proporção aproximada de 1:3 e em seguida cobrir o isopor; 
─ Esperar quinze minutos e observar em qual tubo a água congela mais rápido. 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 78 
 
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QUESTIONÁRIO SOBRE A VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL 
Por que a solução de sulfato de alumínio não congelou? Explique. 
 
 
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EXPERIMENTO 24 – PROPRIEDADES COLIGATIVAS - EBULIOSCOPIA 
 
OBJETIVOS 
Observar o efeito ebulioscópico em uma solução aquosa de glicerina. 
 
INTRODUÇÃO TEÓRICA 
Ebulioscopia – é o estudo da elevação da temperatura de ebulição de um líquido, ocasionada 
pela dissolução de um soluto não-volátil. 
A temperatura em que há início a ebulição do solvente em uma solução de soluto não-volátil 
é sempre maior que o ponto de ebulição do solvente puro sob mesma pressão. 
A diferença entre o ponto de ebulição do solvente numa solução, T, e o ponto de ebulição 
do solvente puro, T2, corresponde a elevação ebulioscópica, Te, e é diretamente proporcional à 
molalidade, W, dessa solução de acordo com a equação abaixo. 
 2e eT T T K W i    Onde: 
2
2
1000 e v
RT
K
L
 
i = fator de Van’t Hoff; 
R = constante dos gases = 1,987 cal K-1 mol-1 = 8,31441 J K-1 mol-1 
Lv = calor latente de vaporização do solvente (cal g-1). 
 
Uma equação mais precisa pode ser utilizada: 
 2
2 .
ln( )1 1
vap
R x
T T H
 

 
Onde: x2 = fração molar do solvente na solução; 
Hvap. = calor de vaporização do solvente (cal mol-1); 
Hvap.(H2O) = 40656 J mol-1 
Para soluções aquosas temos: 
3 4
2
1( )
2,68 10 2,045 10 ln( )
T K
x x x 


 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 80 
 
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MATERIAIS E REAGENTES 
 Glicerina  Proveta de 50 mL 
 Termômetro  Proveta de 100 mL 
 Pérolas de vidro  Aparelho de destilação simples 
 Manta aquecedora 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
─ Em um balão de destilação contendo 100 mL de água adicionar 35 mL de glicerina; 
─ Montar o aparelho de destilação com o termômetro imerso na solução e adicionar 10 pérolas 
de vidro; 
─ Abrir a torneira para refrigerar o condensador e em seguida ligar a manta de aquecimento. 
─ Observar a mudança de temperatura da solução e anotar a temperatura de ebulição da solução. 
 
QUESTIONÁRIO SOBRE A VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL 
─ Qual a função das pérolas de vidro utilizadas no experimento? 
─ Comparar a temperatura de ebulição teórica com a experimental e discutir as possíveis fontes 
de erro. 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 25 – PROPRIEDADES COLIGATIVAS - OSMOSE 
 
OBJETIVOS 
Observar o processo de osmose através de membranas vegetais 
 
INTRODUÇÃO TEÓRICA 
Osmose é a passagem do solvente de uma solução mais diluída para uma solução mais 
concentrada, através de uma membrana semipermeável. 
Na natureza, este conceito é utilizado constantemente, na absorção da água do solo pelas 
raízes das plantas, facilmente explicada por esse processo. 
A osmose desempenha um papel significativo para o funcionamento dos organismos. Uma 
célula imersa em água pura sofre uma plasmólise. As paredes da célula permitem a entrada de água; 
em consequência disso a célula incha e suas paredes se rompem ou ficam suficientemente delgadas 
para deixarem escapar os solutos existentes no material celular. Por outro lado, se a célula for 
imersa numa solução concentrada de sal, a água das células flui para a solução mais concentrada e 
a célula contrai-se. Uma solução salina de concentração tal que a célula não se rompa nem se 
encolha é denominada de solução isotônica. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 Cenoura  Rolha de borracha 
 Pipeta  Bastão de vidro 
 Açúcar  Béquer de 250 mL 
 Anilina  Suporte universal com garras 
 Garrafa“pet” 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 82 
 
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PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
─ Preparar uma solução saturada de açúcar, colocando em seguida, anilina na solução. 
─ Fazer um orifício na cenoura de aproximadamente 10cm de profundidade com 2,5cm de 
diâmetro. 
─ Fazer um orifício em uma rolha de borracha (que servirá como tampa da cenoura) de diâmetro 
igual ao da pipeta. 
─ Colocar parte da solução saturada de açúcar dentro da cenoura e em seguida tampar com a 
rolha de borracha contendo a pipeta. 
─ Em seguida, imergir 90% da cenoura em água pura, aguardar alguns minutos e observar o 
processo de osmose. 
 
QUESTIONÁRIO SOBRE A VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL 
─ Ao invés de utilizar açúcar fosse utilizado sal, NaCl, na mesma concentração, o efeito seria o 
mesmo? 
 
 
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EXPERIMENTO 26 – TERMOQUÍMICA – MEDIDAS CALORIMÉTRICAS 
 
OBJETIVO 
Determinar a variação de calor envolvido em uma reação química de neutralização entre um 
ácido e uma base. 
 
INTRODUÇÃO TEÓRICA 
A termoquímica é um ramo da físico-química que estuda as quantidades de calor liberadas ou 
absorvidas durante as reações químicas. 
A concepção clássica que temos do calor consiste em sua relação com objetos quentes ou frios 
e que um corpo mais quente pode transmitir calor para um corpo mais frio. 
Apesar de, pelo senso comum, a ideia de calor estar intimamente associada à ideia de 
temperatura, devemos tomar cuidado com certas generalizações. Um corpo não possui calor. 
Entretanto, ao receber calor, esta energia se transforma e pode, por exemplo, aumentar a agitação 
das moléculas. Isso significa que o calor recebido foi transformado em energia cinética e, por esse 
motivo, houve elevação da temperatura. Calor, portanto, é a energia transferida de um corpo para 
outro, em consequência da diferença de temperatura entre eles. 
O calor é, sem dúvida, a forma mais comum de energia que acompanha as reações químicas. 
Para a termoquímica, as reações químicas se classificam em: Reações exotérmicas – São as reações 
que liberam calor, H < 0 e Reações endotérmicas – São as reações que absorvem calor, H > 0. 
Calorimetria – é o estudo e a medição das quantidades de calor liberadas ou absorvidas 
durante os fenômenos físicos e ou químicos. 
Calorímetros – dispositivo no qual transferências de energia na forma de calor são 
monitoradas observando-se mudanças na temperatura. Se a reação é exotérmica, a energia 
transferida como calor ao calorímetro resulta em um aumento de temperatura, T. O aumento de 
temperatura é proporcional à energia transferida e a constante de proporcionalidade é chamada de 
capacidade calorífica do calorímetro, Ccal. 
 cal calq C T  
A capacidade calorífica nos diz quanto calor é absorvido por grau Celsius de aumento da 
temperatura. Sua importância em calorimetria é que permite-nos determinar a quantidade de 
energia transferida a partir da variação de temperatura, que é facilmente mensurável. 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 84 
 
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Observa-se que as reações químicas causam variação de energia ou vice-versa. O calor é sem 
dúvida, a forma mais frequente de variação de energia que acompanha as reações químicas, daí a 
relevância da Termoquímica estudar a variação de energia durante mudanças físicas ou químicas. 
A medida da quantidade de calor absorvido ou liberado durante o fenômeno é feita em um 
aparelho chamado calorímetro. Nele, o calor liberado ou absorvido por um sistema irá aquecer ou 
resfriar certa quantidade de água. 
A variação de entalpia, H, é a medida da quantidade de calor liberada ou absorvida pela 
reação, a pressão constante. 
As variações de entalpias que ocorrem nas reações são classificadas conforme o tipo de 
fenômeno envolvido, a saber: H de formação; H de combustão; H de dissolução e H de 
neutralização. 
A entalpia é uma função de estado (propriedade com um valor que depende somente do 
estado atual do sistema e é independente da maneira como esse estado foi atingido); portanto o 
valor de H é independente do caminho entre os estados inicial e final. Nesse caso aplica-se a lei de 
Hess: A entalpia total da reação é a soma das entalpias de reação dos passos em que a reação pode 
ser dividida. A lei de Hess aplica-se mesmo se as reações intermediárias, ou a reação total, não 
possuam, de fato, ser realizadas. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 Proveta  Solução aquosa de ácido clorídrico 3,0 mol L-1 
 Termômetro  Solução aquosa de hidróxido de sódio 3,0 mol L-1 
 Garrafa térmica 
 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
─ Colocar 100 mL HCl 3,0 mol L-1 na garrafa térmica, medir a temperatura e adicionar 100 mL de 
NaOH 3,0 mol L-1. Em seguida, tampar a garrafa imediatamente e agitar a mistura. 
─ Anotar a temperatura máxima atingida. 
 
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QUESTIONÁRIO SOBRE A VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL 
Calcular o calor liberado na reação e comparar a entalpia de reação com o da literatura. 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 27 – EQUILÍBRIO QUÍMICO – PRINCÍPIO DE LE CHATELIER 
 
OBJETIVO 
Verificar experimentalmente o deslocamento de equilíbrios químicos (princípio de Le Chatelier). 
 
INTRODUÇÃO TEÓRICA 
Em 1864 os químicos Guldberg e Waage encontraram uma importante regularidade nas 
concentrações das substâncias presentes em um equilíbrio. Posteriormente, essa descoberta seria 
denominada Lei da Ação das Massas ou Lei de Guldberg-Waage. 
Equilíbrio químico é a particular situação para a qual tendem os sistemas em que ocorre 
uma reação reversível que apresenta velocidades iguais para as reações direta e inversa, e cujos 
participantes têm suas concentrações inalteradas. 
Constante de equilíbrio, Kc, é a razão entre o produto das concentrações molares dos 
produtos e o produto das contrações molares dos reagentes, estando todas essas concentrações 
elevadas a potências iguais aos respectivos coeficientes da equação química balanceada. 
Considere a seguinte reação reversível: 
[ ] [ ]
 
[ ] [ ]
c d
c a b
C D
aA bB cC dD K
A B
   
A noção de reação reversível é fundamental para o entendimento de equilíbrio químico, e 
convém mencionar o fato de que, quando o equilíbrio for atingido as velocidades direta e inversa 
serão iguais. 
Numa reação reversível, o aumento da concentração de uma substância, desloca o equilíbrio 
para o lado oposto dessa substância e a diminuição para o mesmo lado, outros fatores que alteram 
o equilíbrio de uma reação reversível são pressão e temperatura. 
Com base em dados experimentais, Henry Louis Le Chatelier formulou o princípio de Le 
Chatelier. 
“Quando um sistema em equilíbrio é submetido a uma ação, o sistema se desloca na direção 
que permita anular ou contrabalancear essa ação”. 
Uma reação reversível bastante tradicional é a reação entre o cloreto de fero(III) e o 
tiocianato de amônio que pode ser representada pela equação: 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 87 
 
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3 4 3 4 3 ( ) 3FeCl NH SCN Fe SCN NH Cl 
 
A intensidade da cor é fixada pela concentração dos íons complexos formados, a adição de 
íons ferro ou tiocianato acarretará um deslocamento do equilíbrio para a direita. 
Outro equilíbrio químico importante é o que se verifica entre os íons cromato, CrO42-, e 
dicromato, Cr2O72-. Quando em solução aquosa, os íons cromatos apresentam coloração amarela e 
os dicromatos laranja, que pode ser representado pela reação. 
2 2
4 2 7 22 2 CrO H Cr O H O
 
  
Em presença de ácido a solução ficará laranja deslocando o equilíbrio para a direita e 
adicionando uma base, a solução ficará novamente amarela deslocando o equilíbrio para a 
esquerda. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 Proveta de 100 mL  Solução de cloreto de ferro(III) 0,1 mol L-1 
 Tubos de ensaio  Solução de tiocianato de amônio 0,1 mol L-1 
 Pipetas graduadas  Solução de ácido clorídrico 6,0 mol L-1 
 Béquer de 100 mL  Solução de dicromato de potássio 1,0 mol L-1 
 Bastão de vidro  Estante para tubos de ensaio 
 Espátula  Solução de hidróxido de sódio 6,0 mol L-1 
 Cloreto de amônio sólido  Tiocianato de amônio sólido 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 Equilíbrio Fe3+/SCN – 
─ Colocar 60 mL de água destilada no béquer, adicionar 1 gota de solução de Fe3+ e 1 gota 
de solução de SCN–. 
─ Agitar e observar a coloração. 
─ Transferir uma alíquota de 20 mL da mistura reacional em dois béqueres. 
─ No primeiro béquer, adicionar uma ponta de espátula de NH4Cl sólido. Agitar até total 
dissolução e comparar a coloração com a anterior. Houve mudança na coloração? Por 
que? _________________________________________________________________ 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 88 
 
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─ No segundo béquer, adicionar uma ponta de espátula de NH4SCN sólido. Agitar até total 
dissolução e comparar a coloração com as outras soluções. 
─ Houve mudança na coloração? Por que? ________________________________________ 
__________________________________________________________________________ 
 
 Equilíbrio CrO42-/Cr2O72- 
─ Colocar 5 mL de solução de dicromato de potássio em um béquer. Observar a coloração 
e em seguida adicionar 1,0 mL de solução de hidróxido de sódio. 
─ Houve mudança na coloração? Por que? _____________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
─ Adicionar 1,5 mL de solução de ácido clorídrico à solução anterior. 
─ Houve mudança na coloração? Por que? _____________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
─ Adicionar 1,5 mL de solução de hidróxido de sódio à solução anterior. 
─ Houve mudança na coloração? Por que? _____________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
─ Adicionar 1,5 mL de solução de ácido clorídrico à solução anterior. 
─ Houve mudança na coloração? Por que? _____________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
 
QUESTIONÁRIO SOBRE A VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL 
O que deve ser feito para deslocar o equilíbrio de uma reação para a esquerda e para a direita? 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 89 
 
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EXPERIMENTO 28 – INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA E CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES SOBRE 
A VELOCIDADE DAS REAÇÕES 
 
OBJETIVOS 
Verificar experimentalmente a influência da temperatura e concentração dos reagentes sobre a 
velocidade das reações. 
 
INTRODUÇÃO TEÓRICA 
É uma observação corriqueira, em nosso dia-a-dia de que um aumento da temperatura 
sempre acarreta um aumento na velocidade das reações. Podemos observar isso, por exemplo, 
quando aumentamos a chama do fogão para cozer os alimentos mais depressa, ou a geladeira para 
diminuir a velocidade de deterioração dos alimentos. 
Devemos reconhecer, porém, que a temperatura é um dos fatores que mais afeta a velocidade 
de uma reação. De fato, um aumento de temperatura aumenta não só a frequência dos choques 
entre as moléculas reagentes como, também, a energia com que as moléculas se chocam. 
A primeira observação da influência da concentração dos reagentes na velocidade de uma 
reação foi feita pelo químico alemão Karl Friedrich Wenzel, no século XVIII. Entretanto, somente em 
1864 essa influência foi rigorosamente enunciada, através da lei da ação das massas, pelos cientistas 
noruegueses Cato Maximilian Guldberg e Peter Waage, cujo enunciado é: A velocidade de uma 
reação elementar, num dado instante, à temperatura constante, é proporcional ao produto das 
concentrações molares dos reagentes, elevadas a potências iguais aos respectivos coeficientes na 
equação química balanceada. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 Tubos de ensaio  Solução de ácido oxálico 0,1 mol L-1 
 Cronômetro  Solução de ácido sulfúrico 3,0 mol L-1 
 Banho termostatizado  Solução de permanganato de potásio 0,01 mol L-1 
 Suporte para tubos de ensaio 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 90 
 
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PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 – Efeito da temperatura 
─ Em um tubo de ensaio adicionar, conforme tabela abaixo, 3 mL de ácido oxálico 0,1 mol L-1 e 
3 mL de ácido sulfúrico 3,0 mol L-1, agitar e em seguida colocar o mesmo em um banho 
termostatizado a 30 oC até atingir a temperatura desejada. 
─ Em um outro tubo de ensaio, adicionar 1 mL de permanganato de potássio 0,01 mol L-1 
colocando-o em seguida no mesmo banho termostatizado. 
─ Após atingirem a estabilidade térmica, misturar os conteúdos dos tubos de ensaio, agitar 
rapidamente e colocar novamente no banho termostatizado. Anotar o tempo quando a 
solução ficar incolor. 
─ Repetir o procedimento acima utilizando uma temperatura de 40 oC. 
 Tubo de ensaio 1 Tubo de ensaio 2 
H2C2O4 H2SO4 KMnO4 
T = 30 oC 3 mL 3 mL 1 mL 
T = 40 oC 3 mL 3 mL 1 mL 
 
 Efeito da concentração 
Proporção A 
─ Em um béquer de 50 mL colocar 20 mL da solução contendo a mistura de amido e íons sulfito 
em meio básico. 
─ Em um segundo béquer de 100 mL adicionar os reagentes conforme a tabela abaixo. 
─ Misturar as soluções dos béqueres, agitar e anotar o tempo quando a solução mudar de cor. 
─ Repetir o procedimento acima para as proporções B e C. 
Proporção 
Béquer 1 Béquer 2 
Na2SO3 1x10-2 mol L-1 
NaOH 0,1 mol L-1 
Amido 0,05 % 
H2SO4 0,3 mol L-1 KIO3 2x10-3 mol L-1 H2O 
A 20 mL 10 mL 40 mL 0 
B 20 mL 10 mL 20 mL 20 mL 
C 20 mL 10 mL 10 mL 30 mL 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 91 
 
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QUESTIONÁRIO SOBRE A VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL 
─ Por que a reação foi mais rápida à temperatura mais elevada? Você já esperaria por isto? 
Explique. 
─ Por que a solução de íons sulfito deverá ser preparada em meio alcalino? 
─ Qual a finalidade do amido? 
─ Quais as reações devidamente balanceadas envolvidas nos experimentos? 
 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 92 
 
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EXPERIMENTO 29 – INFLUÊNCIA DA ÁREA SUPERFICIAL E CATALISADOR SOBRE A VELOCIDADE 
DAS REAÇÕES 
 
OBJETIVOS 
Verificar experimentalmente a influência da área superficial e catalisador sobre a velocidade das 
reações. 
 
INTRODUÇÃO TEÓRICA 
Catalisador é a substância queaumenta a velocidade de uma reação, sem ser consumida 
durante o processo. 
Em nosso organismo, catalisadores chamados enzimas têm um papel de enorme importância, 
por exemplo, as enzimas existentes na saliva e no suco gástrico, que possibilitam a digestão dos 
alimentos. 
A catálise é classificada em homogênea e heterogênea de acordo com o número de fases 
presentes no meio reacional. 
Algumas substâncias são adicionadas ao catalisador para aumentar o efeito catalítico, essas 
substâncias recebem o nome de ativador ou promotor. Quando desejar diminuir a velocidade da 
reação, a substância adicionada à reação recebe o nome de inibidor e quando diminuir ou anular o 
efeito do catalisador recebe o nome de veneno. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 Cronômetro  Dióxido de manganês 
 Mármore  Almofariz com pistilo 
 Tintura de iodo  Peróxido de hidrogênio 
 Fígado bovino  Recipiente de vidro com tampa 
 Proveta de 25 mL  Solução de ácido clorídrico 3,0 mol L-1 
 Mangueira plástica 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 93 
 
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PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 Influência da área superficial 
─ Colocar 50 mL de ácido clorídrico 3,0 mol L-1 em uma garrafa de vidro contendo um pedaço 
de mármore. Imediatamente em seguida tampar a garrafa e através de uma mangueira 
conectada a sua tampa coletar o gás desprendido da reação em uma proveta de 25 mL 
invertida e contendo água em seu interior. Anotar o tempo quando a proveta encher de gás. 
─ Repetir o procedimento acima utilizando o mármore previamente triturado em um almofariz 
e tendo a mesma massa do experimento anterior. 
 
 Influência do catalisador 
─ Adicionar 20 mL de peróxido de hidrogênio a 30% em uma garrafa “pet” contendo 
aproximadamente 0,1 g de dióxido de manganês. Imediatamente em seguida tampar a 
garrafa e através de uma mangueira conectada a sua tampa coletar o gás desprendido em 
uma outra garrafa. Analisar o gás desprendido colocando um espeto de madeira em brasa 
dentro da garrafa. 
─ Repita o experimento utilizando tintura de iodo ou pedaços de fígado. 
 
QUESTIONÁRIO SOBRE A VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL 
─ Por que o regente triturado reagiu mais rapidamente? Explique. 
─ O que aconteceu com o espeto em brasa quando colocado dentro da garrafa? Explique. 
─ Quando utilizou tintura de iodo ou pedaços de fígado, o gás liberado continuou sendo o 
mesmo? Explique. 
─ O que são enzimas? 
─ Quais as reações devidamente balanceadas envolvidas nos experimentos? 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 94 
 
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EXPERIMENTO 30 – CONDUTIBILIDADE ELÉTRICA DAS SOLUÇÕES 
 
1. OBJETIVOS 
 
Verificar a condução de corrente elétrica em soluções aquosas de várias substâncias. 
 
2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 
Eletrólitos são substâncias que num meio de elevada constante dielétrica, tais como a água, 
o álcool, dissociam-se em íons (cátions) e (ânions) que se movem na solução, simultaneamente e 
em direções opostas, estabelecendo a corrente elétrica. 
A dissociação iônica pode ser total, eletrólitos fortes, como acontece na maioria dos sais, 
alguns ácidos e algumas bases, ou parcial, eletrólitos fracos, como ocorre com a maioria dos ácidos 
e bases. Os eletrólitos quando fundidos conduzem a corrente elétrica. 
Vários tipos de montagens podem ser feitos para estudar, experimentalmente, a 
condutividade elétrica das soluções, muitos deles utilizam uma voltagem elevada (220 V) obtida 
diretamente da rede elétrica ou até carregadores de celulares, os quais apresentam corrente 
contínua que polarizarão os eletrodos e consequentemente eletrolisará a solução comprometendo 
o experimento. 
 
3. EQUIPAMENTOS, MATERIAIS, REAGENTES E VIDRARIAS. 
 
 Fio elétrico  Hidróxido de sódio – NaOH 
 Lâmpada 6V  Cloreto de sódio – NaCl 
 Dimmer  Ácido acético – CH3COOH 
 Garras jacaré  Açúcar (sacarose) – C12H22O11 
 Béqueres  Acetona – CH3COCH3 
 Grafites (eletrodos)  Etanol – C2H5OH 
 Água – H2O  Hidróxido de amônio – NH4OH 
 Ácido clorídrico – HCl  Transformador elétrico 220-6V / 500 mA 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 95 
 
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4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
– Para as substâncias líquidas preparar soluções aquosas 1:1; 
– Para as substâncias sólidas preparar soluções na proporção de 1,0 g de soluto para 100 mL de 
água; 
– Imergir os eletrodos na solução e em seguida ligar o transformador ou um condutivímetro; 
– Observar a condutividade elétrica das soluções através do brilho da lâmpada ou da medida 
direta da condutibilidade elétrica utilizando um condutivímetro. 
 
 
5. QUESTIONÁRIO SOBRE A VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL 
 
– A concentração da solução influe na sua condutividade elétrica? Explique. 
– A água destilada conduz corrente elétrica? Explique. 
– Por que deve-se utilizar um transformador para a realização do experimento? 
– Por que não devemos utilizar pilhas ou baterias para a realização do experimento? 
– Coloque em ordem crescente de condutividade elétrica as substâncias utilizadas no experimento 
observada pela intensidade luminosa da lâmpada. 
 
 
REFERÊNCIA 
 
LIMA, J. B.; MACIEL, A. P. Experimentos de Química com Materiais Alternativos para a Educação 
Básica, V.1, EDUFMA, São Luís - MA, 2011. 
 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 96 
 
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EXPERIMENTO 31 – FUNÇÕES INORGÂNICAS (ÁCIDOS, BASES, SAIS E ÓXIDOS) 
 
1. OBJETIVOS 
 
Identificar e preparar algumas substâncias em laboratório. Verificar as propriedades 
funcionais ácidos, bases, sais e óxidos. 
 
2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 
Segundo Arrhenius, ácidos são compostos que, em solução aquosa, ionizam-se, produzindo 
o íon hidrônio: 
 
2 3
HCl H O H O Cl   
Bases são compostos que, em solução aquosa, dissociam-se, liberando íons hidroxila: 
 NaOH Na OH   
 
A tabela abaixo mostra algumas propriedades funcionais dos ácidos e bases. 
 
 ÁCIDOS BASES 
Sabor Azedo Amargo 
Solubilidade em 
água 
Solúvel (a maioria) Solúvel (os formados por metais dos 
grupos 1 e 2) 
Estrutura Moleculares 
Iônicos (os formados por metais 1A e 2A) 
moleculares (os demais) 
Condutividade 
elétrica 
Conduzem corrente 
elétrica somente quando 
em solução aquosa 
Conduzem a corrente elétrica os 
hidróxidos dos metais dos grupos 1A e 
2A quando em solução aquosa ou 
fundidos. 
 
Indicadores 
São substâncias que possuem a propriedade de mudar de cor em função da concentração 
de íons 3H O
 . A Tabela seguinte mostra o comportamento dos ácidos e bases em presença de alguns 
indicadores. 
 
INDICADOR COR EM MEIO ÁCIDO COR EM MEIO BÁSICO 
Fenolftaleína Incolor Rosa 
Alaranjado de metila Vermelho Amarelo 
Tornassol Vermelho Azul 
Azul de bromotimol Amarelo Azul 
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As bases podem ser preparadas a partir da reação de metais (grupos 1 e 2) com água, 
produzindo a base do respectivo metal e libertando hidrogênio de acordo com a seguinte equação: 
2
1 22Na H O NaOH H  
Os óxidos básicos em reação com a água produzem bases de acordo com a equação abaixo: 
 ( )2 2MgO H O Mg OH  
Os ácidos podem ser preparados a partir da reação de óxidos ácidos ou anidridos com água, 
conforme a reação: 
 2 2 2 3SOH O H SO  
 
3. EQUIPAMENTOS, MATERIAIS, REAGENTES E VIDRARIAS. 
 
 Enxofre em pó  Solução de hidróxido de sódio 1,0 molL-1 - NaOH 
 Espátula  Solução de hidróxido de amônio 1,0 molL-1 - NH4OH 
 Magnésio em fita  Solução de ácido clorídrico 1,0 molL-1 - HCl 
 Pinça metálica  Solução de ácido acético 1,0 molL-1 - CH3COOH 
 Tubos de ensaio  Solução de cloreto de amônio 1,0 molL
-1 – NH4Cl 
 Estante para tubos de ensaio  Solução de carbonato de sódio 1,0 molL-1 – Na2CO3 
 Solução de azul de bromotimol 
 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
 
4.1. Comportamento de ácidos e bases em presença de indicador 
 
─ Colocar 1,0 mL de cada uma das soluções em tubos de ensaio e adicionar duas gotas do 
indicador azul de bromotimol de acordo com a tabela 1. 
─ Observe a mudança de coloração das soluções e indique o caráter ácido-base das 
substâncias. 
 
 
 
 
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Tabela 1 – Caráter ácido-base das substâncias 
TUBO SOLUÇÃO COLORAÇÃO CARÁTER 
1 NaOH 
2 NH4OH 
3 HCl 
5 CH3COOH 
6 Na2CO3 
7 NH4Cl 
8 Mg(OH)2 
9 H2SO3 
 
4.2. Preparação de óxidos 
 
─ Queimar uma fita de aproximadamente 2 cm de magnésio metálico utilizando uma pinça 
metálica. Observar a liberação de luz e calor da reação de combustão. O óxido de magnésio 
obtido será utilizado no item 4.3. 
─ Queimar aproximadamente 1,0 g de enxofre em pó em um frasco de vidro hermeticamente 
fechado contendo 100 mL de água. Após a combustão, agitar o frasco em movimentos 
circulares para promover a solubilização do gás produzido. Esse procedimento deverá ser 
realizado na capela. 
 
4.3. Obtenção de ácidos e bases a partir de óxidos 
 
─ Colocar 2 mL de água em um tubo de ensaio e duas gotas da solução do indicador azul de 
bromotimol. Adicionar o óxido de magnésio obtido no item 4.2. Agitar vigorosamente, 
observar a mudança de coloração e explique no relatório por que a solução ficou azul. 
─ Colocar 2 mL de solução obtida da queima do enxofre em um tubo de ensaio e duas gotas 
da solução do indicador azul de bromotimol. Agitar e observar a mudança de coloração e 
explique no relatório por que a solução ficou amarela. 
 
5. QUESTIONÁRIO SOBRE A VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL 
 
– Por que as soluções aquosas dos sais Na2CO3 e NH4Cl ficaram azul e amarela, respectivamente? 
 
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EXPERIMENTO 32 – CRISTALIZAÇÃO 
 
OBJETIVOS 
Purificar um sal através do processo de cristalização. 
 
INTRODUÇÃO TEÓRICA 
A dissolução de uma substância sólida a determinada temperatura e pressão em uma certa 
quantidade de solvente é limitada. Se a substância sólida está em excesso, forma-se uma solução 
saturada e estabelece um equilíbrio dinâmico entre as partículas da solução e as partículas do 
estado sólido. 
A concentração de solução saturada a determinada temperatura e pressão, é um valor 
constante e característico para cada substância e denomina-se solubilidade. A solubilidade se 
expressa, geralmente pelo número de partes em massa da substancia seca contida em partes em 
massa do solvente numa solução saturada à pressão e temperatura fixa. 
Na prática, a solubilidade das substâncias líquidas e sólidas depende da temperatura, visto que 
seu volume não varia consideravelmente em função da pressão. Esta dependência pode ser 
expressa graficamente na forma de curva de solubilidade. A figura abaixo mostra a curva de 
solubilidade do sulfato de cobre(II) penta hidratado (CuSO4.5H2O). 
Por meio da curva de solubilidade pode-se determinar graficamente a solubilidade das 
substâncias às diferentes temperaturas e realizar cálculos necessários para efetuar a recristalização 
empregada para a purificação de substâncias sólidas. 
O método consiste em preparar uma solução quase saturada à quente, para dissolver também 
as impurezas solúveis, filtrá-la rapidamente e deixar o filtrado esfriar. A substância dissolvida 
cristalizará e será recuperada. 
 
 
 
 
 
 
 0 20 40 60 80 100 
TEMPERATURA 
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MATERIAIS E REAGENTES 
 Funil analítico  Béqueres de 250 e 500 mL 
 Tripé de ferro  Papel de filtro qualitativo 
 Tela de amianto  Suporte universal com argola 
 Bico de Bunsen  Sulfato de cobre(II) pentahidratado 
CuSO4.5H2O 
 Termômetro  Bastão de vidro 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
─ Dissolver 40 gramas de CuSO4.5H2O em 100 mL de água destilada previamente aquecida (75-
80 oC); 
─ Filtrar a solução quente para retirar as impurezas insolúveis. Desprezar o papel de filtro com as 
impurezas; 
─ Deixar a solução esfriar lentamente em um béquer até que a temperatura atinja (25-30 C). 
─ Observar a formação de cristais. Geralmente esse processo demora vários dias para obter 
cristais maiores. 
─ Filtrar a solução para separação dos cristais; abrir o papel de filtro contendo os cristais e colocar 
outro papel de filtro sobre eles. Fazer pressão para eliminar o máximo de água possível; 
─ Transferir os cristais para outro papel de filtro e deixar secar ao ar durante 20 minutos, agitando 
os cristais de vez em quando com um bastão de vidro seco. Considerar o término o processo de 
secagem quando os cristais não mais aderirem ao bastão; 
─ Pesar os cristais, m = ___________ g 
─ Calcular o rendimento do processo, ( )
 (%)
100
30
g
m
r
g

  
 
QUESTIONÁRIO SOBRE A VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL 
─ Por que o sal obtido não é seco na estufa? 
─ Qual a cor do sulfato de cobre anidro? 
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EXPERIMENTO 33 – DETERMINAÇÃO DA ÁGUA DE CRISTALIZAÇÃO DO SULFATO DE COBRE(II) 
 
OBJETIVOS 
Determinar experimentalmente o número de moléculas de água presente no CuSO4.xH2O 
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 destes compostos contém um número constante de moles de água combinados com 
um mol da substância anidra. 
Nesta experiência, determinaremos o número de moléculas que hidratam o sulfato de 
cobre(II). Obtém-se os dados experimentais pela desidratação de uma amostra do sal hidratado, 
retirando a água e pesando depois o sal anidro restante. 
4 2 4 2 CuSO xH O CuSO xH O   
Sal hidratado sal anidro 
Com a evaporação da água, o sal muda de coloração azul para branca. Isto indica a eliminação 
da água e, consequentemente, o fim do aquecimento. 
O aquecimento é efetuado em estufa, cuja temperatura não deve ultrapassar os 230 C, pois à 
temperatura mais elevada pode ocorrer uma reação secundária indesejável, ou seja, o 
aparecimento de um sal básico de coloração cinzenta, de acordo com a equação: 
4 2 2 2 4 3 22 ( ) ( 1)CuSO xH O Cu OH SO SO x H O    
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 Estufa  Cadinho de porcelana 
 Dessecador  Termômetro (até 250°C) 
 Balança digital  Sulfato de cobre(II) pentahidratado CuSO4∙5H2O 
 Pinça metálica 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 102 
 
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PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
─ Pesar um cadinho de porcelana limpo e calcinado, 
─ m1 = _________ g;─ Colocar no cadinho cerca de 1,5 g de CuSO4.xH2O finalmente pulverizado e pesar novamente, 
m2 = _________ g; 
─ A diferença entre as duas pesagens nos fornecerá a massa do sal hidratado, 
m3 = m2 – m1 = _________ g; 
─ Colocar o cadinho com o sal na estufa e aumentar a temperatura gradativamente até cerca de 
180 oC, não ultrapassando os 230 oC; 
─ Manter o sal na estufa até o mesmo fique totalmente branco; 
─ Transferir o cadinho para um dessecador e esperar até atingir a temperatura ambiente; 
─ Pesar novamente o cadinho com a substância, m4 = _________ g. 
CÁLCULOS 
Massa de CuSO4.xH2O (hidratado) m3 = _________ g; 
Massa de CuSO4 (anidro) m5 = m4 – m1= _________ g; 
Massa de água = m6 = m3 – m4 = _________ g; 
Número de moles de CuSO4 = 
5
1
1
m
n
mol
 ; 
onde mol1 = massa molar do CuSO4 = 159,6 g mol-1 
Número de moles de água = 62
2
m
n
mol
 ; onde mol2 = massa molar da água = 18 g mol-1 
Número de moles de água em um mol de sulfato de cobre(II) = 
2
1
n
x
n
 = _______. 
QUESTIONÁRIO SOBRE A VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL 
─ Por que o aquecimento do cadinho com o sulfato de cobre(II) não pode ser feito diretamente 
com a chama do bico de Bunsen? 
─ O que aconteceria com a substância se a temperatura do aquecimento fosse superior a 230°C? 
─ Qual a mudança de cor apresentada pela substância durante o aquecimento? 
─ Por que devemos aquecer a ponta da pinça metálica, ao usá-la para transferir o cadinho para o 
dessecador? 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 103 
 
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EXPERIMENTO 34 – DETERMINAÇÃO DA SOLUBILIDADE DE UM SÓLIDO EM UM LÍQUIDO 
 
OBJETIVOS 
– Determinar experimentalmente o coeficiente de solubilidade do KCl a diferentes temperaturas. 
– Obter a curva de solubilidade do KCl. 
 
INTRODUÇÃO TEÓRICA 
A quantidade de uma substância sólida que se dissolve em uma quantidade fixa de solvente, 
à temperatura e pressão determinadas, é limitada. Se a substância sólida está em excesso, forma-
se uma solução saturada, onde se tem um sistema binário, no qual se estabelece um equilíbrio entre 
a fase líquida (solução) e a fase sólida (soluto). 
A concentração da solução saturada, a pressão e temperatura dadas, é uma grandeza 
constante, caracterizada para cada substância, que se denomina solubilidade. A solubilidade é 
comumente expressa pelo número de partes em massa do soluto contido em 100 partes em massa 
do solvente, numa solução saturada. Em alguns manuais ou tabelas, o número que expressa a 
solubilidade da substância denomina-se coeficiente de solubilidade. 
A concentração da solução saturada, ou seja, a sua solubilidade, depende da natureza do 
solvente, da natureza do soluto, da temperatura e da pressão. 
Na prática, a solubilidade das substâncias líquidas e sólidas depende da quantidade e da 
natureza do soluto e solvente e da temperatura, visto que seu volume não muda consideravelmente 
em função da pressão. Essa dependência pode ser expressa graficamente na forma de curva de 
solubilidade da substância considerada, para cujo traçado se marca no eixo das ordenadas a 
solubilidade e no eixo das abscissas a temperatura, figura 33.1. 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 104 
 
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O modelo usual para determinação da curva de solubilidade de uma substância sólida, consiste 
em se preparar uma solução saturada a temperatura desejada e, em retirar uma alíquota da solução 
assim obtida, submetendo-a a um processo de evaporação a 
seco, cuidadosamente, desde que o composto em questão não 
sofra modificações químicas durante a evaporação. Pode-se 
assim determinar a massa do sólido que está dissolvido em 
uma massa conhecida da solução e, a partir desse dado 
calcula-se a massa do sólido que se dissolveria em 100 g de 
água à temperatura considerada experimentalmente. 
massa do soluto (g)
solubilidade = ×100
massa do solvente (g)
 
Figura 33.1 - Curva de solubilidade de alguns sais 
Exemplo: 
Em uma experiência para a determinação da solubilidade do NaCl a 30°C, retirou-se uma 
amostra de 10 mL de uma solução saturada a esta temperatura. 
 
A) Massa do béquer = 45,0 g 
B) Massa do béquer com solução = 55,9 g 
C) Massa do béquer com resíduo = 47,9 g 
D) Massa de água = 8,0 g 
E) Massa do sal = 2,9 g 
X) Coeficiente de solubilidade 
massa de água = D = B – C = 55,9 g - 47,9 g = 8 g 
massa de sal = E = C – A = 47,9 g - 45,0 g = 2,9 g 
Cálculo do coeficiente de solubilidade 
8 g de água ___________ 2,9 g de sal 
100 g de água ____________ X ⇒ X = 36,3 g de NaCl 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 105 
 
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MATERIAIS E REAGENTES 
 Tripé de ferro  Banho termostatizado 
 Tela de amianto  Béqueres de 100 mL 
 Bastão de vidro  Béqueres de 500 mL 
 Bico de Bunsen  Cloreto de potássio - KCl 
 Termômetro  Pipeta de 10 mL 
 Balança digital 
 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
– Numerar ou codificar 4 béqueres de 100 mL (por exemplo: 1, 2, 3 e 4). Pesar os quatro béqueres 
e anotar os valores na tabela seguinte; 
– Pesar 30 g de KCl em um Becker de 250 mL. Colocar em um banho termostatizado. Adicionar 60 
mL de água. Saturar a solução a 30 oC, agitando-se com um bastão de vidro durante 15-20 
minutos. 
– Deixar decantar o excesso de sal. Introduzir o termômetro na solução saturada e anotar a 
temperatura, transferindo-a para a tabela. 
– Pipetar 10 mL da solução sobrenadante, a 30 oC, transferindo a alíquota para o béquer número 
1. Determinar a massa do béquer com a solução. Transferir o dado para a tabela. 
– Repetir o processo nas temperaturas de 35, 40 e 45°C, para os béqueres 2, 3 e 4 
respectivamente. 
 Béquer numerado 
1 2 3 4 
Temperatura (°C) 30 35 40 45 
A – Tara (g) 
B – Massa do Becker com solução (g) 
C – Massa do Becker com resíduo de KCl(g) 
D – Massa de água (g) 
X – Coeficiente de Solubilidade (g/100gdeH2O) 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 106 
 
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– Após as retiradas das amostras nas temperaturas desejadas e da determinação da massa dos 
béqueres 1, 2, 3 e 4 contendo solução, colocá-los em banho Maria para evaporação cuidadosa 
até a secagem. 
– Após a secagem de cada uma das amostras, retirá-las do aquecimento e aguardar até atingir a 
temperatura ambiente. 
– Determinar a massa de cada um dos béqueres com resíduo. Transferir os valores para a tabela. 
 
QUESTIONÁRIO SOBRE A VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL 
─ Representar graficamente a curva de solubilidade do KCl em água, marcando no eixo das 
abscissas a temperatura, em °C, e no eixo das ordenadas, os coeficientes de solubilidade (gramas 
de KCl/100 g de água). Usar papel milimetrado. 
─ Comparar a curva traçada com os dados experimentais colhidos no laboratório, com a 
encontrada na literatura. 
─ Conceitualmente, qual a diferença entre soluções diluídas, concentradas, saturadas e 
supersaturadas? 
─ O efeito da variação da temperatura sobre a solubilidade é igual para todas as substâncias? 
Justificar sua resposta. 
─ O que é um processo de purificação por cristalização? 
 
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EXPERIMENTO 35 – HIDROGÊNIO 
 
OBJETIVOS 
─ Preparar hidrogênio em escala laboratorial; 
─ Verificar a presença de íons H+ em ácidos com diferentesconstantes de ionização; 
 
INTRODUÇÃO TEÓRICA 
O hidrogênio é um gás incolor e inodoro. É o mais leve de todos os gases, sendo 14 vezes 
menos denso que o ar. É pouco solúvel em água, e facilmente absorvido por metais finamente 
divididos, tais como: paládio, platina e níquel. 
Nas reações químicas de obtenção de hidrogênio empregando-se suas propriedades 
oxidantes e redutoras, há inicialmente a formação de hidrogênio atômico, conhecido como 
hidrogênio nascente, que por ser muito reativo rapidamente se converte em hidrogênio molecular. 
2
2
-
-
2 2 2
2 2 2 
HCl Zn ZnCl H e
H e H H


   
  
 
Pode-se produzir hidrogênio em grande escala pela eletrólise da água ou a partir de 
hidrocarbonetos. Pode-se também produzir por reação de hidretos salinos com água. 
2 2 LiH H O LiOH H   
Em laboratório, o hidrogênio é obtido pela reação dos metais com soluções diluídas de 
ácidos ou bases (neste último caso, empregam-se metais cujos hidróxidos são anfóteros). Os 
metais utilizados são sempre aqueles que na série eletroquímica situam-se acima do hidrogênio, 
ou seja, com qualquer metal cujo potencial de oxidação seja positivo. 
2 4 4 2 Zn H SO ZnSO H   
A reatividade do hidrogênio molecular é muito pequena, embora ele queime no ar 
formando água e em certas ocasiões, dependendo das condições, o hidrogênio explode na 
presença de oxigênio e halogênios. 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 108 
 
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Algumas aplicações do hidrogênio: 
─ Corte e solda de metais; 
─ Transformação de óleos em gorduras; 
─ Gasolina sintética; 
─ Síntese da amônia; 
─ Combustível 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 Isqueiro  Zinco em pó ou em lâmina 
 Kitassato  Alumínio em pó, lâmina ou fio 
 Rolha de borracha  Solução aquosa de ácido acético 
 Palito de churrasco  Solução aquosa de ácido sulfúrico 
 Balão de aniversário  Solução aquosa de ácido clorídrico 
 Cobre em pó ou em fio  Solução aquosa de hidróxido de sódio 
 Tubos de ensaio de plástico 
 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
─ Marque seis tubos de ensaio e proceda de acordo com o diagrama. 
Tubo de ensaio 
N.º 
Adicione ao tubo de ensaio 
3,0mL de solução 
3,0 mol L-1 de ácido 
Um pouco de 
1 acético zinco em pó 
2 sulfúrico zinco em pó 
3 clorídrico zinco em pó 
4 acético cobre em pó 
5 sulfúrico cobre em pó 
6 clorídrico cobre em pó 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 109 
 
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─ Depois de alguns minutos de reação, observe, anote seus resultados e responda: 
a) Quais as equações da reação de formação do hidrogênio e da sua combustão obtidos neste 
item? 
b) Nesta reação poderá substituir-se o zinco por outro metal qualquer? Explique. 
 
─ Em um kitassato contendo alguns pedaços de alumínio metálico, adicione 50 mL de uma 
solução aquosa de hidróxido de sódio a 40%. Em seguida, recolha o gás em um tubo de ensaio 
de plástico e depois aproxime um palito fósforo aceso. Observe, anote seus resultados e 
responda: 
a) Quais as equações químicas para as reações desse item? 
b) Indique outro metal que poderia substituir o alumínio nesta reação; 
c) Recolha o gás em um balão. Observe e anote seus resultados. 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 36 – METAIS ALCALINOS E ALCALINOS TERROSOS 
 
OBJETIVOS 
Comparar o comportamento dos metais alcalinos e alcalino-terrosos quanto à reatividade e 
solubilidade 
 
INTRODUÇÃO TEÓRICA 
Metais alcalinos 
São os elementos do grupo I da tabela periódica. O termo álcali foi usado pelos árabes 
medievais para indicar os carbonatos de sódio e de potássio obtidos das cinzas das plantas. 
Os metais alcalinos são tipicamente moles, sendo o césio e o frâncio líquidos a temperatura 
ambiente. Tem um elétron no orbital mais externo e por isso, número de oxidação +1, quando 
combinados. São os elementos mais eletropositivos e, portanto, os que mais facilmente tendem a 
perder elétrons. 
Quando atingidos por fótons, os metais alcalinos podem emitir elétrons, propriedade essa 
que justifica a ampla utilização do césio e do potássio em células fotoelétricas. Os elétrons também 
podem ser excitados ao estado de origem, emitem a energia absorvida sob a forma de radiação 
visível, fenômeno usado no teste de chama, em química analítica. 
Os metais alcalinos apresentam alta condutividade térmica e elétrica. Os pontos de fusão e 
ebulição são muito baixos e, como geralmente acontece com o primeiro elemento de cada grupo, 
há uma diferença acentuada entre as propriedades do lítio e dos demais elementos da família, 
conforme pode ser visto na tabela periódica dos elementos. 
Os metais alcalinos são extremamente reativos. Com o mercúrio formam amálgamas, sendo 
que o lítio reage inclusive com o nitrogênio, formando nitreto (Li3N). Reagem com a água, numa 
intensidade que cresce do lítio para o césio, formando as bases fortes conhecidas, exceto o lítio. 
Ex.: 2 22 2 2 Li H O LiOH H   
Com o oxigênio, formam óxidos básicos, peróxidos e superóxidos. 
Ex.:
 
2 2
2 2 2
2 2
4 2
2 
 
Li O Li O
Na O Na O
K O KO
 
 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 111 
 
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Devido a essa facilidade de reagir com a água e com o oxigênio eles devem ser guardados 
em hidrocarbonetos, por exemplo, o querosene. O contato com a pele deve ser evitado, pois 
provoca queimaduras. 
Os compostos alcalinos são, em geral, brancos ou incolores, excetuando-se os de radicais 
coloridos, como permanganatos, cromatos e dicromatos. O reconhecimento dos metais alcalinos 
pode ser feito pela reatividade com o oxigênio e a água e por reagirem com o cloro, que pode servir 
de confirmação pela solubilidade dos cloretos formados, devido à sua alta reatividade, os metais 
alcalinos só ocorrem na natureza combinados. 
Os cloretos, como os demais sais alcalinos simples, são solúveis na água, e os íons são bons 
condutores de eletricidade, variando a condutividade iônica na seguinte ordem: Cs+, Rb+, K+, Na+, 
Li+. A dificuldade de locomoção dos íons com a diminuição do tamanho é justificada pela hidratação; 
como os íons menores estão mais hidratados, sua locomoção é mais difícil e, em consequência, a 
condutividade elétrica é mais baixa. 
 
Metais Alcalino-Terrosos 
A designação metais alcalino-terrosos deve-se aos primeiros compostos de cálcio e de 
magnésio, que apresentavam propriedades alcalinas. O químico antigo conceituava como terra toda 
substância não-metálica insolúvel em água e que não entrava em combustão, o que justifica o 
primeiro agrupamento desses compostos como terras alcalinas. Posteriormente, foram descobertos 
dois minérios distintos, a baritina e a estroncianita, que apresentam propriedades particulares, além 
das características das terras alcalinas decompostas por aquecimento, ou seja, calcinadas, 
formavam produtos estáveis, o que induziu Lavoisier a afirmar que se devia tratar de óxidos de seus 
cloretos fundidos, metais que entraram na constituição das terras alcalinas. 
Com a identificação desses metais com propriedades análogas, classificaram-se, finalmente, 
o magnésio, o cálcio, o estrôncio, o bário e o rádio como metais alcalino-terrosos e, posteriormente, 
o berílio. 
O berílio, magnésio, cálcio, estôncio, bário e rádio, que constituem o grupo II da tabela 
periódica, sãotodos divalentes e apresentam raio atômico menor do que os alcalinos 
correspondentes, o que se deve ao aumento de carga positiva no núcleo, atraindo os elétrons. 
Semelhantes aos metais alcalinos, os metais alcalino-terrosos também são incluídos entre os metais 
leves, ou seja, aqueles cuja densidade é inferior a 5. A diminuição de volume acarreta uma série de 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 112 
 
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consequências tais como: maior facilidade de hidratação, maior dureza e maior densidade 
semelhantes aos metais alcalinos, os metais alcalino-terrosos formam amálgamas com o mercúrio 
e são insolúveis em amônia líquida, com exceção do berílio e do magnésio. 
O berílio é o primeiro elemento do grupo II, situando-se no segundo período da tabela 
periódica apresentando, portanto, propriedades discordantes das de seu grupo, apresentando 
relações diagonais com o alumínio (grupo III, terceiro período), das quais as mais notáveis são: 
a) Seus carbetos reagem com água, formando bases e desprendendo metano. 
Ex.: 
2 2 2 4
4 3 2 3 4
 4 2 ( ) 
 12 4 ( ) 3
Be C H O Be OH CH
Al C H O Al OH CH
  
  
 
b) Reagem com hidróxido de sódio, desprendendo hidrogênio e formando berilatos e 
aluminatos. 
Ex.: 
2 2
3 3 2
 2 
2 6 2 3
Be NaOH NaBeO H
Al NaOH Na AlO H
  
  
 
Os metais do grupo II são muito menos reativos do que os do grupo I. Todavia, reagem com 
água a frio formando hidróxido, desprendendo hidrogênio e liberando calor. 
Ex.: 2 2 2 2 ( ) , M H O M OH H M Ca Sr e Ba    
Sua reatividade aumenta com o número atômico, enquanto que o berílio só reage com o 
vapor d’água, o magnésio reage com água acima de 60ºC e os restantes reagem até com água fria. 
A alcalinidade e a solubilidade aumentam do berílio para o bário. 
Os hidróxidos de bário e de cálcio são utilizados em laboratório para absorver o CO2, com o 
qual formam carbonatos. Quando se adiciona CO2 em anexo, os carbonatos reagem produzindo 
bicarbonatos, que são solúveis em solução. 
Ex.: 2 2 3 2
3 2 2 3 2
( ) 
 ( )
M OH CO MCO H O
MCO H O CO M HCO
  
  
 
Os óxidos dos alcalino-terrosos podem ser conseguidos pela simples exposição ao ar 
atmosférico, pois que a reatividade desses metais aumenta do Be para o Ba, o que permite prever 
a alcalinidade dos óxidos. Enquanto o óxido de berílio é insolúvel, os óxidos seguintes reagem com 
água, dando hidróxidos cada vez mais fortes. 
Ex.: 2 2 ( )MO H O M OH  
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 113 
 
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Os peróxidos de cálcio e magnésio podem ser obtidos pelo tratamento dos seus hidróxidos 
com água oxigenada e imediata desidratação. O peróxido de berílio ainda não foi preparado. A 
reação dos metais alcalino-terrosos com halogênios se dá diretamente, formando halogenetos, dos 
quais os mais importantes são os cloretos. 
Os halogenetos de berílio são covalentes e sua solubilidade em água e higroscopicidade 
diminuem do flúor para o iodo, sendo o último decomposto pela água. Os demais halogenetos 
formam compostos iônicos e solúveis em água, com exceção dos fluoretos. Os halogenetos 
apresentam alto grau de higroscopicidade e são usados, por isso, como agentes secantes. Com essa 
função, o cloreto de cálcio e cloreto de magnésio são utilizados em laboratório. 
Os metais alcalino-terrosos reagem com o nitrogênio atmosférico, formando nitretos, que 
são sólidos incolores e reagem com água, formando hidróxido do metal e liberando amônia. 
Ex.: 
2 3 2
3 2 2 2 3
3 
 6 3 ( ) 2
Ca N Ca N
Ca N H O Ca OH NH
 
  
 
Os hidretos dos alcalino-terrosos são iônicos, apenas o hidreto de berílio é covalente, 
semelhante aos halogenetos de berílio, e são obtidos pela passagem de hidrogênio sobre o metal 
aquecido. 
Ex.: 2 2 M H MH  
 
 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 114 
 
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MATERIAIS E REAGENTES 
 Sódio  Solução de fenolftaleína a 0,5 %  Hidróxido de cálcio 
 Potássio  Solução de CuSO4 0,5 mol L-1  Carbonato de cálcio 
 Magnésio em fita  Cloreto de sódio  Sulfato de cálcio 
 Cloreto de lítio  Cloreto de estrôncio  Cloreto de magnésio 
 Cloreto de cálcio  Cloreto de potássio  Hidróxido de magnésio 
 Hidróxido de sódio  Hidróxido de potássio  Carbonato de magnésio 
 Carbonato de sódio  Carbonato de potássio  Sulfato de magnésio 
 Sulfato de sódio  Sulfato de potássio  Alças de platinas 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Retirar com uma pinça, um pedacinho de sódio metálico do recipiente (do tamanho de uma 
semente de arroz) onde é conservado sob querosene e colocar sobre papel absorvente. Com uma 
espátula, cortar em dois pedaços menores. Em um deles observe a modificação da superfície por 
ação do ar atmosférico. No outro, adicione a uma placa de petri contendo aproximadamente 10mL 
de água destilada e 2 gotas de solução de fenolftaleína. Observe e anote seus resultados. Faça o 
mesmo para o potássio metálico. 
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________ 
Cortar um pedaço magnésio metálico em fitas e observe sua reação com o ar atmosférico. 
Adicionar um outro pedaço em um béquer de 50 mL contendo aproximadamente 20mL de água 
destilada e 2 gotas de solução de fenolftaleína. Repita esta reação, utilizando desta vez água 
destilada fervendo. Observe, anote seus resultados e compare com item anterior. 
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________ 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 115 
 
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Adicionar em duas placas de petri 10 mL de solução de sulfato de cobre 0,5 mol L-1. Em uma 
delas, adicionar um pedacinho de sódio metálico (do tamanho de uma semente de arroz) e na outra 
um pedaço de magnésio. Observe, anote seus resultados e compare as duas reações. 
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________ 
Realizar alguns testes qualitativos de alguns íons de metais alcalinos e alcalino-terrosos 
empregando a técnica da fotometria de chama. Observe e anote seus resultados. 
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________ 
Em 16 tubos de ensaio, coloque 5 mL de água destilada e aproximadamente 0,5g de cada 
uma das seguintes substâncias e ordene-as de acordo com a solubilidade crescente. Faça uma 
comparação entre os alcalinos e alcalino-terrosos. 
 
Tubo de Ensaio 
N.º 
Alcalinos Alcalino-Terrosos Solubilidade 
1 NaOH — 
2 KOH — 
3 Na2CO3 — 
4 K2CO3 — 
5 Na2SO4 — 
6 K2SO4 — 
7 NaCl — 
8 KCl — 
9 — Mg(OH)2 
10 — Ca(OH)2 
11 — MgCO3 
12 — CaCO3 
13 — MgSO4 
14 — CaSO4 
15 — MgCl2 
16 — CaCl2 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 116 
 
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EXPERIMENTO 37 – BORO E ALUMÍNIO 
 
OBJETIVOS 
─ Sintetizar ácido bórico por hidrólise de bórax em meio ácido; 
─ Observar algumas propriedades de bórax; 
─ Observar o comportamento químico e seus compostos. 
 
INTRODUÇÃO TEÓRICA 
O boro é o primeiro elemento do grupo III, apresentando a confirmação eletrônica 1s2 2s2 
2p1. Na natureza, o boro é relativamente raro (0,0003% em abundância), ocorrendo principalmente 
sob a forma de boratos, como tetraborato de sódio decahidratado, Na2B4O7.10H2O, conhecido pelo 
nome bórax. O elemento pode ser preparado pela redução de óxido de boro (B2O3) por um metal, 
como o Mg por exemplo; pela eletrólise de boratos fundidos ou pela redução de BCl3 com 
hidrogênio, a altas temperaturas. Apenas o último método fornece um produto razoavelmente 
puro. 
Tanto na forma elementar como em seus compostos, o boro difere radicalmente dos outros 
membros do grupo III. Ele apresenta muitos aspectos de grande particularidade, mas muito de sua 
química pode ser entendida em função de três fatores principais: (1) ausência total do cátion B3+, tanto 
no estado sólido como em solução aquosa, (2) alto valor da energia de ligação B-O (523 KJmol-1) e (3) 
o boro é o único não-metal que contém menos do que quatro elétrons de valência. 
As propriedades químicas do boro e de muitos de seus compostos são mais parecidas com 
as do silício do que com as do alumínio. Por exemplo, o boro como o silício resiste aos ácidos não 
oxidantes: 
3 22 6 2 3Al HCl AlCl H   
 não reagemB HCl  
 não reagemSi HCl  
 
O óxido bórico pode ser considerado o anidrido do ácido bórico: 
3( ) 2 3( ) 2 ( )2 ( ) 3
calor
s s gB OH B O H O  
2 3( ) 2 ( ) 3( ) 3 2 ( )s l sB O H O B OH  
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 117 
 
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O ácido bórico comumente recebe a fórmula H3BO3, mas é importante ter em mente que a 
ligação é melhor representada por B(OH)3, ou seja, não há ligações boro-hidrogênio. O H3BO3 é um 
ácido extremamente fraco, sua constante de ionização como um ácido monobásico é 6,6x10-11 a 
25 oC. A desidratação deste ácido ocorre por etapas, levando à formação de outros ácidos, como o 
ácido metabórico, o ácido tetrabórico, etc. Dos compostos derivados do ácido bórico, o mais estável 
é o bórax, que é uma base fraca, devido à presença do íon tetraborato (B4O72-). 
Do ponto de vista comercial este é o principal composto. Ele é usado como um agente de 
limpeza, como um retardador de fogo para tecidos e como um “fundente” em operações de solda. 
O alumínio ocupa o terceiro lugar em abundância, constituindo 8% da crosta terrestre. É um 
elemento nitidamente metálico e é obtido puro a partir de seu óxido por redução eletrolítica. Sendo 
muito leve (densidade = 2,7g/cm3), o alumínio encontra grande uso como material de estrutura. 
Embora seja quimicamente ativo, ele resiste à corrosão devido à formação de uma película 
protetora de óxido. Embora não seja tão reativo como os metais dos grupos I e II, o alumínio é um 
excelente redutor, como se pode ver pelo seu potencial de redução: 
3
(aq) ( ) 3 1,66 sAl e Al V
    
As soluções aquosas de quase todos os sais de alumínio são ácidas, devido à hidrólise do íon 
Al3+. O íon é certamente hidratado e sua fórmula provável é Al(H2O)63+. Quando se adiciona base, 
pouco a pouco às soluções aquosas de alumínio, forma-se um precipitado branco gelatinoso, de 
fórmula Al(OH)3, O hidróxido de alumínio, tal como o hidróxido de berílio. É anfótero e, além disso, 
possui propriedades adsorventes. Aquecido a altas temperaturas, o Al(OH)3 perde água, formando 
o Al2O3, algumas vezes chamado alumina, substância extremamente inerte de elevado ponto de 
fusão (cerca de 2000ºC) e usada como material refratário na fabricação de recipientes para reações 
a altas temperaturas. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 Bórax anidro  Alumínio  Ácido clorídrico concentrado 
 Béquer de 50 mL  Bastão de vidro  Ácido sulfúrico concentrado 
 Papel de filtro  Ácido clorídrico 6 mol/L  Ácido nítrico concentrado 
 Papel de pH  Cápsula de porcelana  Solução de AlCl3 0,3 mol/L 
 Etanol  Solução de NaOH 6 mol/L  Solução de NaOH 1 mol/L 
 Tubo de ensaio 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 118 
 
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PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
─ Pese aproximadamente 4g de bórax anidro. Transfira a quantidade pesada para um béquer de 
50 mL; adicione 20 mL de água destilada e aqueça até obter completa dissolução do bórax, sem, 
contudo, levar à ebulição; caso a solução obtida apresente turbidez, filtre-a através de um papel 
de filtro qualitativo. Usando papel indicador universal, observe o pH da solução. Aqueça a 
solução aquosa de bórax a 80-90ºC e adicione 12 mL de HCl concentrado, sob agitação. Em 
seguida, deixe o béquer com a solução esfriar lentamente até a temperatura ambiente e então 
coloque-o em um banho de gelo picado. Separe os cristais formados por filtração em papel de 
filtro qualitativo e ponha-os a secar ao ar. 
─ Adicione 6 mL da solução filtrada, obtida no item anterior, em uma cápsula de porcelana e 
evapore esta solução até secura. Deixe a cápsula esfriar e acrescente 6 gotas de ácido sulfúrico 
concentrado, misturando bem com um bastão de vidro. Adicione então 5 mL de etanol, sempre 
sob agitação. Transfira a cápsula para a capela e incendeie a solução. Observe a cor da chama. 
─ Em um tubo de ensaio coloque uma amostra de alumínio metálico, acrescente então 3 mL de 
uma solução de concentração conhecida de ácido nítrico. Deixe a reação se processar por uns 
cinco minutos. Decante a solução e lave o alumínio com bastante água destilada, sem agitar 
muito. Mantenha o alumínio dentro do tubo. Observe cada etapa e anote o que acontece. 
─ Coloque outra amostra de alumínio metálico em outro tubo de ensaio. Acrescente a este novo 
tubo e ao tubo de ensaio usado no item anterior, 3 mL de HCl concentrado. Observe 
cuidadosamente o que acontece em cada tubo e escreva a equação de reação. 
─ Marque dois tubos de ensaio A e B e adicione em cada um com agitação 2 mL de uma solução 
de AlCl3 0,3 mol/L e 2 mL de uma solução de NaOH 1 mol/L. Em seguida, adicione 2 mL de 
solução de HCl 6 mol/L ao tubo A e 2 mL de solução de NaOH 6 mol/L ao tubo B. Observe e 
escreva as reações que demonstra o anfoterismo do hidróxido de alumínio. 
 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 119 
 
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QUESTIONÁRIO SOBRE A VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL 
─ Distinga as reações de hidrólise e hidratação. Dê exemplos; 
─ Justifique o pH encontrado para a solução aquosa de bórax; 
─ Escreva as equações das reações de formação do borato de etila e de sua combustão. Que 
evidência experimental lhe indica a presença de boro? 
 
 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 120 
 
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EXPERIMENTO 38 – ELEMENTOS DO GRUPO 14 
 
OBJETIVOS 
─ Reconhecer as propriedades adsorventes do carvão ativo e da sílica-gel 
─ Observar a formação de acetileno por hidrólise do carbeto de cálcio e constatar suas 
propriedades físicas e químicas 
─ Observar a formação do CO2 e identificar suas propriedades físicas e químicas; 
─ Comprovar o caráter anfótero do hidróxido de chumbo(II). 
 
INTRODUÇÃO TEÓRICA 
O carbono e o silício são muito abundantes na crosta terrestre, o estanho e o chumbo 
relativamente raros,ocorrem mais ou menos concentrados em minérios, o que facilita sua 
obtenção. O germânio ocorre a nível de traços em alguns minérios, mas é um elemento importante 
na fabricação de semicondutores e transistores. 
O carbono existe em duas formas alotrópicas, diamante e grafite. Si, Ge e Sn também 
apresentam estruturas do tipo do diamante, embora o Sn exista numa forma metálica. 
No grupo IV se ilustra bem a transformação não-metal em metal com o aumento do número 
atômico. O carbono e o silício são não-metais, o germânio apresenta algumas propriedades 
metálicas e o estanho e o chumbo são metais. O aumento do caráter metálico se manifesta na 
estrutura e aspecto dos elementos, nas propriedades físicas, tais como: maleabilidade e 
condutividade elétrica e, nas propriedades químicas, como por exemplo, o aumento da tendência 
de formar íons M2+ e as propriedades ácidas ou básicas de seus óxidos e hidróxidos. 
Em geral, o primeiro elemento de um grupo difere dos demais, por causa de seu menor 
tamanho, maior eletronegatividade e a inexistência de orbitais d. O carbono difere dos demais 
elementos de coordenação quatro, por causa da inexistência de orbitais d no segundo nível, na 
capacidade única de formar ligações múltiplas, e na acentuada tendência de formar cadeias. A 
capacidade de formar cadeias está relacionada com a energia de ligação. 
Carbono e silício possuem apenas elétrons s e p, mas os demais elementos do grupo seguem 
a uma série de transição completa com dez elétrons d. São, pois, de esperar algumas diferenças de 
comportamento, carbono e silício diferem entre si e diferem do restante do grupo, ao passo que 
germânio, estanho e chumbo mostram uma variação gradual de propriedades. 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 121 
 
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Os raios covalentes aumentam de cima para baixo no grupo, mas a diferença de tamanho 
entre Si e Ge é menor do que seria de esperar, pois o preenchimento do nível 3d aumenta a carga 
nuclear e acarreta proteção apenas fraca por parte dos elétrons d. De uma forma análoga, a 
pequena diferença de tamanho entre Sn e Pb se deve ao preenchimento do nível 4f. 
As energias de ionização decrescem de C para o Si, mas variam de modo irregular no restante 
do grupo, por causa do efeito do preenchimento dos níveis d e f. A quantidade extremamente 
grande de energia necessária para formar o íon M4+ sugere que compostos iônicos simples são 
muitos raros para estes elementos. 
O efeito do par inerte se mostra mais acentuadamente nos elementos mais pesados deste 
grupo, alguns dos elementos deste grupo apresentam, além da valência esperada para o grupo, 
estados de valência menores. Os elementos mais pesados mostram uma tendência crescente de 
formar compostos divalentes. Esta divalência pode ser explicada da seguinte maneira: os elétrons s 
da camada mais externa permanecem pareados e não participam da ligação, pois a energia 
necessária para desemparelhá-los seria muito grande. Isto ocorre particularmente entre os 
elementos pesados do bloco p, e é chamado do efeito do par inerte. Há um decréscimo na 
estabilidade do estado de oxidação (+IV), e um aumento na estabilidade do estado de oxidação (+II), 
que se acentua dentro do grupo de cima para baixo. Assim, o Ge(+II) existe como forte agente 
redutor e Ge(+IV) é estável. Sn(+IV) existe em íon simples mas é fortemente redutor, e Sn (+IV) é 
covalente. Pb(+IV), que é iônico, estável, e mais comum que Pb(+IV), que é oxidante. Os números 
de oxidação mais baixos são mais iônicos, porque o raio iônico de M2+ é maior que o de M4+, e de 
acordo com a regra de Fajans, quanto menor o raio iônico, maior a tendência de formar ligações 
covalentes. 
 
Carvão ativado 
 
Uma das propriedades mais marcantes da matéria quando finamente dividida é o aumento 
extraordinário de sua superfície. As propriedades físicas de substâncias como carvões, fuligem e 
negro de fumo, que são formas de carbono amorfo, são determinadas pela natureza e extensão das 
respectivas áreas superficiais. 
Carvão ativado é uma forma amorfa de carbono especialmente tratado para produzir uma 
área superficial bem grande, e que lhe confere um grande poder de adsorção. Adsorção consiste de 
adesão de moléculas de um gás, líquido, substâncias em solução ou partículas à superfície de uma 
substância sólida. 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 122 
 
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Sobre a enorme superfície do carvão ativado, existem átomos de carbono que possuem 
valências insaturadas e, portanto, podem atrair moléculas, principalmente moléculas polares, o que 
lhe confere o alto poder de adsorção. 
São conhecidos dois tipos de carvão ativado: carvão ativado descorante, geralmente na 
forma de pó fino, e carvão ativado adsorvente, na forma de grânulos duros e densos. 
 
Sílica-gel 
 
Quando uma solução de silicato de sódio é acidificada com ácido mineral, forma-se um 
hidrogel de sílica. A concentração de silicato, temperatura e o pH de neutralização, têm efeito 
marcante sobre as propriedades finais do gel, tais como: densidade, área superficial e volume dos 
poros. O hidrogel assim formado é lavado e finalmente seco por processos térmicos, formando um 
produto com uma área superficial superior a 800m2/g. Sílica-gel tem uma alta capacidade de 
adsorver água e outras moléculas polares. Suas propriedades únicas incluem alta seletividade para 
moléculas polares, grande área superficial e uma alta porcentagem de poros pequenos. 
 
Carbetos 
 
Compostos de carbono com metais são denominados carbetos (Ex.: CaC2), os de silício, 
silicietos (Ex.: Mg2Si), os carbetos e os silicietos de metais alcalinos, alcalino-terrosos e de alumínio, 
são facilmente decompostos pela água (hidrólise) e pelos ácidos, dando lugar à formação de 
compostos hidrogenados gasosos. 
2 2 2 2 2 2 ( )CaC H O C H Ca OH   
2 4 2 4 2 Mg Si HCl SiH MgCl   
 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 123 
 
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Dióxido de carbono CO2 
 
O dióxido de carbono, CO2, é obtido pela ação de ácidos diluídos sobre carbonetos, por 
combustão de carbono em excesso de oxigênio, e em escala industrial pelo aquecimento do calcário, 
CaCO3. O CO2 sólido sublima, isto é, passa diretamente do estado sólido ao estado gasoso, sem 
passar pelo estado líquido. É muito empregado como refrigerante, com o nome de “gelo seco”. 
As propriedades químicas mais importantes do dióxido de carbono estão relacionadas 
com o sistema dióxido de carbono-água. A reação de uma solução aquosa de dióxido de carbono 
com uma base é lenta; a razão é (a) que apenas uma pequena parte do dióxido de carbono 
aquoso exista na forma hidratada e (b) que a interconversão dióxido de carbono-espécies 
hidratadas é lenta. A natureza das espécies hidratadas depende do pH; a pH menor que oito, as 
reações importantes são: 
2 2 2 3
2 3 3 2
 ( )
 ( )
CO H O H CO lenta
H CO OH HCO H O rápida

 
 
 
e a pH maior que dez, as reações predominantes são: 
2 3
2
3 3 2
 ( )
 ( )
CO OH HCO lenta
HCO OH CO H O rápida

 
 
 
 
Os carbonatos metálicos são preparados pela reação de dióxido de carbono com uma 
base: 
2( ) 2( ) 3( ) 2 ( )( ) aq g s lCa OH CO CaCO H O   
Embora o carbonato de cálcio seja muito pouco solúvel em água, ele se dissolve em água 
carbonatada convertendo-se em bicarbonato solúvel: 
3( ) 2 ( ) 2( ) 3 2( ) ( ) s l g aqCaCO H O CO Ca HCO   
A ebulição destasolução de bicarbonato de cálcio leva à precipitação do carbonato 
insolúvel: 
3 2( ) 3( ) 2 ( ) 2( )( ) aq s g gCa HCO CaCO H O CO
   
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 124 
 
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Chumbo 
 
O chumbo é predominantemente dipositivo em seus compostos. Os compostos binários 
de chumbo(II) são frequentemente coloridos, a exemplo do óxido de chumbo, PbO, vermelho, 
do sulfeto de chumbo, PbS, preto. Os haletos, entretanto, salvo o iodeto de chumbo, PbI2, 
amarelo, são brancos. As soluções dos sais de chumbo(II) contêm o íon Pb2+, incolor, e não são 
hidrolisáveis em uma extensão apreciável. Entretanto, o hidróxido de chumbo, Pb(OH)2, 
precipitado na forma de gel de soluções de sais de chumbo(II) pela adição de íons OH- é anfótero; 
ele reage com ácidos formando sais e reage com excesso de íons OH- formando o ânion complexo 
[Pb(OH)4]2-. O nitrato de chumbo(II) é bastante solúvel em água e quando aquecido decompõe-
se: 
3 2( ) ( ) 2( ) 2( )2 ( ) 2 4 s s g gPb NO PbO NO O   
O óxido de chumbo, PbO, comporta-se como anfótero, dissolve-se facilmente em ácidos 
e em soluções concentradas de hidróxidos alcalinos, formando sais. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 Solução de CuSO4 0,1 mol L-1  Erlenmeyer  Carbeto de cálcio 
 Solução de azul de metileno 0,1 %  Carvão ativado  Hidróxido de cálcio 
 Nitrato de chumbo(II) 0,5 mol L-1  Sílica-gel  Tubos de ensaio 
 Hidróxido de sódio 1,0 mol L-1  Aparelho de Kipp  Vela de parafina 
 Ácido nítrico 6,0 mol L-1 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Propriedades adsorventes do carvão ativo 
 
Coloque em um erlenmeyer, separadamente, solução de azul de metileno e solução de 
sulfato de cobre. Junte a cada um, aproximadamente 3 g de carvão ativo e agite vigorosamente por 
2 minutos. Em seguida, filtre e determine pela cor, se as soluções estão isentas de azul de metileno 
e de sulfato de cobre. Observe e anote os resultados. 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 125 
 
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Propriedades adsorventes da sílica-gel 
 
Coloque em uma erlenmeyer, separadamente, solução de azul de metileno e sulfato de 
cobre. Junte à cada um aproximadamente 3 g de sílica-gel pulverizada e agite vigorosamente a 
mistura. Após 10 minutos, decante, e separe cuidadosamente a solução sobrenadante, lave a sílica 
3 vezes com água destilada, decantando, e separando o sobrenadante a cada adição de água. 
Finalmente, adicione uma solução diluída de ácido clorídrico à sílica-gel e agite vigorosamente a 
mistura. Observe e anote seus resultados. 
 
Obtenção e propriedades do acetileno. 
 
Observe o sistema montado para obtenção de acetileno, anote seus resultados e responda: 
 
a) O gás produzido é inflamável? Em caso afirmativo, observar a chama. 
 
b) Escreva a reação de obtenção e combustão deste gás: 
 
Propriedades do CO2 
 
Adicione em dois tubos de ensaio, respectivamente, 5,0 mL de uma solução de Ca(OH)2 e 
5,0mL de água destilada. Verifique o pH da solução de Ca(OH)2 e da água destilada. Em seguida, 
borbulhe CO2 gerado pelo aparelho de Kipp. Verifique o pH das duas soluções. 
 
Observe, anote seus resultados e responda: 
 
a) Qual a reação de obtenção de CO2? 
 
b) Quais as reações químicas verificadas nos tubos de ensaio? 
 
Coloque em um béquer, uma vela acesa de tal modo que a chama esteja totalmente contida 
no béquer. Incline sobre a chama um tubo contendo CO2. Observe e anote seus resultados. 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 126 
 
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Caráter anfótero do Pb(OH)2 
 
Em dois tubos de ensaio, A e B, coloque 2,0 mL de uma solução 0,5 mol/L de Pb(NO3)2 e 2,0 
mL de uma solução 1,0 mol/L de NaOH, observe a formação do precipitado branco gelatinoso. Em 
seguida adicione, ao tubo A, 2,0 mL de uma solução de NaOH 6,0 mol/L e, o tubo B, 2,0 mL de uma 
solução de HNO3 6,0 mol/L. Observe, anote seus resultados e responda: 
 
a) Quais as reações envolvidas neste item? 
 
 
b) Por que se costuma dissolver Pb(OH)2 em HNO3 e não em HCl ou H2SO4? 
 
 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 127 
 
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EXPERIMENTO 39 – NITROGÊNIO 
 
OBJETIVOS 
Preparar alguns compostos de nitrogênio e observar algumas de suas propriedades físicas e 
químicas. 
 
INTRODUÇÃO TEÓRICA 
O nitrogênio é o mais importante elemento do grupo V, além das proteínas que são 
constituintes essenciais de toda matéria viva, forma uma gama muito grande de compostos. 
A amônia (NH3) é sem dúvida o principal composto inorgânico do nitrogênio. Como base de 
Lewis, é capaz de receber íons H+, para formar o íon amônio (NH4) que dá origem a uma série de 
sais de amônio. 
O nitrogênio também forma uma série de óxidos com variação do estado de oxidação de –1 
a +5. 
Neste experimento sintetizaremos alguns compostos de nitrogênio e observaremos as suas 
características. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 Vareta de vidro de 1 m  Ácido clorídrico concentrado 
 Rolhas de borracha  Hidróxido de amônio concentrado 
 Algodão  Cloreto de amônio 
 Nitrito de sódio  Ácido nítrico concentrado 
 Tubos de ensaio  Solução de ácido nítrico 6,0 mol L-1 
 Papel indicador universal  Ampola de vidro com gás NO2 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 128 
 
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PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
─ Feche a extremidade de uma vara de vidro com rolhas de borracha contendo em uma delas 
algodão molhado com amônia e na outra extremidade algodão molhado com ácido clorídrico. 
Observe a reação formada no tubo e escreva a equação de reação. 
─ Coloque em um tubo de ensaio 2 g de NH4Cl mais 8 mL de solução de NaNO2. Adapte a este 
tubo uma rolha com um tubo de vidro em forma de U. Mergulhe a extremidade do tubo em U 
em outro tubo de ensaio contendo água, e após deixar borbulhar por alguns instantes, 
determine o pH do tubo que contenha H2O com papel indicador. Escreva a equação da reação. 
─ Marque três tubos de ensaio grandes, no primeiro coloque 10 mL de HNO3 3 mol L-1 e no 
segundo HNO3 concentrado e no terceiro tubo, água destilada (trabalhe na capela, pois os gases 
NO e NO2 são tóxicos): No tubo 1 coloque um pedaço de cobre e observe. No tubo 2 coloque 
também um pedaço de cobre e adapte a este tubo uma rolha com um tubo em U e mergulhe a 
outra extremidade e no tubo 3 contendo água. Depois de alguns minutos, meça o pH do tubo 
que continha H2O. Escreva as equações das reações desse item. 
─ Coloque a ampola contendo o gás NO2 em banho de gelo e observe sua coloração. Em seguida, 
coloque a ampola em água morna e observe novamente sua coloração. Depois mergulhe 
novamente a ampola em banho de gelo e observe a sua coloração. Explique o fenômeno 
ocorrido. 
 
 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 129 
 
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EXPERIMENTO 40 – OXIGÊNIO E ENXOFRE 
 
OBJETIVOS 
─ Preparar oxigênio por decomposição do permanganato de potássio e verificar sua ação 
oxidante sobre o ferro; 
─ Preparar oxigênio por decomposição catalítica do peróxido de hidrogênio; 
─ Preparar hidróxido de manganês(II) por reação de cloreto de manganês(II) com hidróxido de 
sódioe testar sua reatividade com oxigênio; observar a ação oxidante do oxigênio sobre o 
hidróxido de manganês(II); 
─ Observar a oxidação do ferro na presença do ar e umidade; 
─ Observar a combustão da madeira em presença de oxigênio; 
─ Observar as formas alotrópicas do enxofre; 
─ Preparar dióxido de enxofre por reação de tiossulfato de sódio com ácido sulfúrico; 
─ Preparar ácido sulfuroso por reação de dióxido de enxofre com água; 
─ Preparar sulfeto de chumbo por reação de nitrato de chumbo(II) com sulfeto de sódio; 
─ Oxidar sulfeto a sulfato por ação de um oxidante forte. 
 
INTRODUÇÃO TEÓRICA 
No laboratório, o oxigênio é, na maioria das vezes, preparado por decomposição térmica de 
certos óxidos ou sais de ácidos eu contém oxigênio (H2O, KMnO4, KClO4, etc.), algumas vezes na 
presença de catalisadores; tais reações são chamadas “reações redox intramoleculares” e são 
caracterizadas pela transferência de elétrons dentro da molécula de um componente para outro. 
4 2 3 2 2
4 2
2 2
 2
calor
calor
KMnO K MnO MnO O
KClO KClO O
  
 
 
O oxigênio também pode ser preparado em laboratório por outros três métodos; pela 
decomposição térmica do perclorato de sódio e pela decomposição catalítica de hipocloritos e 
peróxido de hidrogênio ou peróxidos de metais alcalinos, com é mostrado nas reações abaixo: 
2
2
2
MnO
4 2
2
2 2 2 2
 2
2 2 
2 2 
Co
MnO
KClO KCl O
HOCl HCl O
H O H O O


 
 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 130 
 
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O oxigênio, por ser mais denso que o ar, pode ser recolhido em cilindros invertidos, podendo 
ser detectado qualitativamente no laboratório por meio de um palito em brasa, que se converte em 
chama. 
A oxidação do ferro é de importância prática, sendo um caso especial de corrosão. Oxigênio 
e alguma umidade ou a presença de vapor d’água são necessários para que corra a ferrugem à 
temperatura ambiente. 
Hidróxido de manganês(II), é obtido como um precipitado branco gelatinoso quando hidróxido 
alcalino é adicionado à uma solução de sal de manganês(II) na completa ausência de oxigênio, caso 
contrário, é oxidado pelo oxigênio de forma extremamente fácil, especialmente em meio aquoso, para 
dar o dióxido de manganês hidratado, MnO2. x H2O, de coloração escura. Esta propriedade é usada na 
determinação quantitativa de oxigênio dissolvido em águas naturais. 
O enxofre apresenta sob duas formas cristalinas comuns, o enxofre alfa ou rômbico, estável 
a temperatura ambiente, e o enxofre beta ou monoclínico, estável acima de 95,5ºC; ambas formas 
têm estruturas cíclicas não planas S8, que na formação dos cristais apresentam diferenças no 
empacotamento doa anéis. Uma terceira forma de enxofre é conhecida como enxofre de Engel, é 
estável e contém anéis S6 obtido em forma coloidal pela ação de um ácido forte sobre tiossulfato 
de sódio e extraído com tolueno. Uma forma amorfa de enxofre é conhecida como enxofre plástico 
que contém cadeias de dez, S10, e doze S12, átomos de enxofre. 
O dióxido de enxofre é um óxido ácido muito importante como alvejante e na fabricação do 
ácido sulfúrico, atua como agente oxidante fraco em meio ácido e agente oxidante forte em meio 
básico. Em muitas de suas reações se comporta como agente redutor. Assim, dicromato e 
permanganato, entre outros, oxida SO2 a SO42- em solução neutra ou fracamente ácida. 
 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 131 
 
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MATERIAIS E REAGENTES 
 Isqueiro  Enxofre  Sulfato de manganês(II) 
 Kitassato  Cadinho  Hidróxido de sódio 
 iodo  Béquer de 250 mL  Rolha de borracha 
 Tolueno  Ácido sulfúrico  Dióxido de manganês 
 Bico de Bunsen  Tela de amianto  Peróxido de hidrogênio 
 Palito de churrasco  Ácido clorídrico  Tiossulfato de sódio 
 Pipeta de 1 mL  Pipeta de 10 mL  Permanganato de potássio 
 Tripé de ferro  Nitrato de chumbo  Esponja de aço (bombril) 
 Sulfeto de sódio 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
─ Em um tubo de ensaio limpo e seco, adicione 3,0 g de permanganato de potássio sólido e aqueça 
suavemente em bico de Bunsen. Teste o gás desprendido introduzindo no tubo um pedaço de 
esponja de ferro (Bombril) umedecida. Observe, anote seus resultados e responda quais as 
reações envolvidas neste item. 
─ Em um kitassato contendo 50 mL de peróxido de hidrogênio, adicionar alguns cristais de iodo. 
Tampar a boca do kitassato com uma rolha de borracha e o gás desprendido passar sobre uma 
esponja de aço umedecida. O que ocorre com a esponja de aço? Explique. 
─ O que acontece se substituir o iodo por MnO2 no item anterior? 
─ Em um tubo de ensaio limpo e seco, adicione 3,0 mL de solução de cloreto ou sulfato de 
manganês(II) 0,5 mol L-1 e 3,0 mL de solução de hidróxido de sódio 1,0 mol L-1, agite levemente. 
Observe a cor do precipitado e em seguida passe uma corrente de oxigênio (gerado semelhante 
aos itens anteriores) através da suspensão. Observe a mudança de cor do precipitado e explique 
o ocorrido. Anote seus resultados e responda quais as reações envolvidas neste item. 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 132 
 
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─ Coloque uma esponja de ferro (Bombril) em um erlenmeyer de 250 mL. Lave-o com uma solução 
de ácido clorídrico 2,0 mol L-1 e em seguida com água destilada. Após escorrer toda a água, 
tampe o erlenmeyer com uma rolha de borracha dispondo de uma pipeta de 1 mL. Inverta o 
sistema em um béquer contendo 100 mL de água destilada, contendo um corante para facilitar 
a visualização do nível da água, de modo que o tubo fique sempre em contato com a água. Após 
1 hora, o nível da água no tubo de vidro subirá alguns centímetros. Por que? Observe, anote 
seus resultados e responda qual a reação envolvida no erlenmeyer. 
─ Coloque 3,0g de enxofre em um cadinho de porcelana pequeno, observe o aspecto cristalino, 
aqueça até fundir, retire do fogo e deixe esfriar, depois de resfriado, cortar a massa no centro, 
observar e responder qual a estrutura do enxofre que você obteve. 
─ Aqueça novamente o enxofre acima do ponto de fusão, observe as diferentes colorações e 
mudanças de viscosidade, depois inverta sobre um béquer contendo água destilada, verifique a 
plasticidade do enxofre formado e responda qual a nova estrutura do enxofre obtido. 
─ Em um funil de separação, adicionar 15,0 mL de solução de tiossulfato de sódio 0,1 mol L-1 e 
15,0 mL de solução de ácido clorídrico 1,0 mol L-1; agitar, observar e responder qual a forma do 
enxofre obtido. Em seguida adicionar 10,0 mL de tolueno, agitar e separar o enxofre obtido em 
funil de separação. 
─ Em um erlenmeyer de 250 mL, colocar 10 g de tiossulfato de sódio e adicionar lentamente 50 
mL de solução de ácido sulfúrico 6,0 mol L-1. O gás desprendido é borbulhado inicialmente em 
água destilada e em seguida em 10,0 mL de uma solução de permanganato de potássio 0,1 mol 
L-1. Observar cuidadosamente, anotar seus resultados e responder quais as reações envolvidas 
neste item. 
─ Em um tubo de ensaio, adicionar 2,0 mL de solução de nitrato de chumbo(II) 0,5 mol/L e 2,0 mL 
de solução de sulfeto de sódio 0,5 mol/L, agitar o tubo e observar a formação de um precipitado 
preto. Em seguida, adicionar 2,0 mL de solução de peróxido de hidrogênio a 30%, agitar o tubo 
e observar a mudança de coloração do precipitado. Anote seus resultados e responda quais as 
reações envolvidas neste item. 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL133 
 
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EXPERIMENTO 41 – HALOGÊNIOS 
 
OBJETIVOS 
─ Preparar cloro, bromo e iodo, e investigar algumas de suas propriedades físicas e químicas; 
─ Comparar o poder de oxidação dos halogênios. 
 
INTRODUÇÃO TEÓRICA 
Os halogênios formam um grupo de elementos muito eletronegativos e que apresentam 
maior caráter não-metálico. 
 
Flúor 
O flúor é o elemento mais eletronegativo e, portanto, o de mais alta capacidade de oxidação, 
em todos os seus compostos apresenta um número de oxidação constante e igual a –1. O flúor à 
temperatura ambiente é um gás amarelo pálido com ponto de fusão –219,6 ºC, ponto de ebulição 
–188 ºC e densidade 1,70 g/mL (no estado líquido). 
 
Ocorrência e obtenção 
 
A principal fonte do flúor é o mineral fluorita, CaF2, e na sua obtenção, este minério é tratado 
com ácido sulfúrico concentrado e em seguida destilado, obtendo-se ácido fluorídrico anidro. O 
flúor é obtido eletrolisando uma mistura de KHF2 e H2F2 a 100 ºC (comparar com a eletrólise da 
água, em presença de H2SO4). 
2
2 2 2 2 
 KHF
corrente elétrica
H F H F  
 cátodo ânodo 
 
A palavra flúor provém de fluorescência (fenômeno apresentado pela fluorita) e sua 
obtenção foi conseguida por Moissan, em 1886, tendo marcado época. Isto porque, por muito 
tempo se conheciam compostos fluorados, como o ácido fluóridrico, que é utilizado na gravação do 
vidro. Porém, foram infrutíferas as tentativas dos maiores cientistas para isolar o flúor, devido a sua 
extraordinária reatividade. 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 134 
 
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Aplicações 
O flúor é utilizado na obtenção do gás freon, empregado como gás refrigerante nas 
geladeiras e na obtenção do polímero tetrafluoretileno (teflon), que é um plástico inatacável pelos 
ácidos, bases e até pela água-régia. 
 
Cloro 
O cloro, do grego chloros (verde), colocado no terceiro período logo abaixo do flúor, é o 
terceiro elemento mais eletronegativo e, portanto, um excelente oxidante. A temperatura ambiente 
é um gás amarelo-esverdeado, com cheiro muito ativo, penetrante e irritante, inflamando as 
mucosas do nariz e da garganta, com ponto de fusão –101 oC, ponto de ebulição –34,6 oC, densidade 
3,17 g/mL (no estado líquido) e no estado gasoso é quase 2,5 vezes mais pesado do que o ar, 
podendo ser recolhido sob cilindros, sua solução aquosa recebe o nome de água de cloro, que 
conserva a cor e o cheiro do próprio cloro. 
2 2 Cl H O HCl HOCl  
Ocorrência 
O cloro não ocorre livre na natureza devido a sua intensa reatividade. Os oceanos 
contêm grande quantidade de cloro sob a forma de cloretos, destacando-se os cloretos de sódio 
(2,8%), potássio, cálcio e magnésio. Na crosta terrestre ocorre sob a forma de cloretos em minas de 
cloreto de sódio, acompanhado principalmente de cloreto de potássio e magnésio. Estas minas 
recebem o nome de salgemas, provenientes da evaporação pré-histórica de lagos salgados. 
 
Obtenção: 
No laboratório, o cloro pode ser obtido por vários métodos: por oxidação da ácido 
clorídrico com agentes oxidantes, tais como: dióxido de manganês ou permanganato de potássio; 
ou por oxidação de cloreto de sódio empregando os mesmos oxidantes acima, porém, em meio 
sulfúrico. 
2 2 2 2
4 2 2 2
2 2 4 2 4 4 2 2
4 2 4
4 2 
16 2 2 8 5
2 2 2 
10 2 8 6
HCl MnO MnCl H O Cl
HCl KMnO KCl MnCl H O Cl
NaCl MnO H SO Na SO MnSO H O Cl
KCl KMnO H SO



   
    
     
   2 4 4 2 2 2 8 5K SO MnSO H O Cl  
 
A primeira reação foi usada pelo sueco Scheele, em 1774, para a descoberta do cloro, 
tendo, portanto, importância histórica. 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 135 
 
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Na indústria, o cloro é obtido em larga escala como subproduto na fabricação da soda 
cáustica a partir do cloreto de sódio mediante processo eletrolítico. 
 
2 2 22 2 2 
corrente elétricaNaCl H O NaOH H Cl    
Aplicações: 
O cloro, sendo agente oxidante, é também utilizado como alvejante, desinfetante e na 
obtenção de derivados clorados orgânicos e ácido clorídrico. 
a) Como agente alvejante de polpa de madeira (fábricas de papel e rayon), de fibras de algodão e 
linho (indústrias têxteis). Entretanto, o cloro não pode ser empregado como alvejante de fibras de 
origem animal, tais como: lã e seda pura (ou natural), pois estas são facilmente atacadas pelo cloro. 
b) Como desinfetante, na obtenção de água potável e nas piscinas. A ação bactericida do cloro é 
devida à formação do ácido hipocloroso, o qual submete as bactérias a uma oxidação fatal. 
Utilizando apenas uma concentração de 0,3 a 2,0ppm de cloro. 
c) Água sanitária, trata-se de uma solução de hipoclorito de sódio, muito utilizada como alvejante 
e desinfetante, nas residências e lavanderias. 
d) Obtenção de derivados clorados orgânicos, o cloro é empregado, direta ou indiretamente, na 
obtenção de compostos orgânicos importantes, tais como: clorofórmio (CHCl3), utilizado na 
indústria como solvente e na extinção de incêndios; hexaclorobenzeno (BHC) e 
diclorodifeniltricloroetano (DDT), utilizados como inseticidas. 
e) Obtenção do plástico PVC, atualmente o maior consumo de cloro verifica-se na obtenção do 
plástico chamado policloreto de vinila (PVC), sendo o plástico obtido em maior quantidade, 
substituindo os metais em muitas de suas aplicações. 
f) O ácido clorídrico é um dos compostos mais importantes do cloro, sendo amplamente utilizado 
na indústria na decapagem dos metais. 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 136 
 
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Bromo 
O bromo, do grego bromos (fétido), possui odor irritante que se assemelha ao do cloro e 
seus vapores, de coloração pardo-avermelhado, provocam inflamação das vias respiratórias. Em 
contato com a pele, produz queimaduras graves e de cura demorada. Sendo substância apolar, é 
bastante solúvel em solventes apolares, tais como: dissulfeto de carbono e tetracloreto de carbono, 
a temperatura ambiente é um líquido volátil vermelho-escuro e muito denso (d = 3,11 g/cm3), com 
ponto de fusão –7,3 oC, ponto de ebulição 58,8 oC, sua solução aquosa recebe o nome de água de 
bromo, que apresenta cor de telha e cheiro de bromo. 
2 2 Br H O HBr HOBr  
Ocorrência e obtenção: 
O bromo não ocorre livre na natureza, é encontrado na água dos oceanos e nas minas de 
salgemas sob a forma de brometos de sódio, potássio e magnésio. 
No laboratório, o bromo pode ser obtido por vários métodos: por oxidação do brometo de 
sódio com agentes oxidantes, tais como: dióxido de manganês, permanganato de potássio e 
peróxido de hidrogênio, ambas as reações em meio sulfúrico ou por oxidação do brometo de sódio 
com cloro. 
2 2 4 2 4 4 2 2
4 2 4 2 4 4 2 2
2 2 2 4 2 4 2 2
2 2 2 
10 2 8 6 2 8 5
2 2 
2 
NaBr MnO H SO Na SO MnSO H O Br
KBr KMnO H SO K SO MnSO H O Br
NaBr H O H SO Na SO H O Br
NaBr


     
     
    
 2 2 2 Cl NaCl Br 
 
 
Na indústria, o bromo é obtido a partir de brometos, que ocorrem na água dos oceanos e 
nas minas de salgemas. Em qualquer caso, o brometo é submetido à oxidação com cloro. A diferença 
entre o método industrial e o de laboratório é que, no laboratório, utiliza-sebrometo puro. O 
processo industrial para a obtenção do bromo, inicia-se com a cristalização de cloreto de sódio, e a 
solução resultante (água-mãe) é utilizada para obtenção do bromo. Apesar da baixa percentagem 
de bromo na água do mar, os oceanos constituirão uma inesgotável fonte de bromo. Em Israel, 
extrai-se bromo do Mar Morto, pois a concentração de sais, neste mar, é 10 vezes maior que nos 
oceanos. Após a 2ª Guerra Mundial, os Estados Unidos construíram uma gigantesca indústria nas 
costas do Atlântico, que obtém diariamente 10 toneladas de bromo a partir da água do mar. 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 137 
 
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Aplicações: 
a) a maior aplicação do bromo está na obtenção do brometo de etileno. 
2 2 2 2 2 CH CH Br BrCH CH Br  
Para melhorar a qualidade de uma gasolina, costuma-se juntar, à mesma, chumbotetraetila, 
Pb(C2H5)4. O chumbotetraetila tem, por função, dificultar a explosão da mistura formada pela 
gasolina e ar, o que acarreta um maior rendimento na potência do motor. Porém, durante a 
combustão da mistura formada pela gasolina, ar e chumbotetraetila, forma-se chumbo metálico, 
depositando no motor. Para eliminar este inconveniente, junta-se brometo de etileno à gasolina; 
assim durante a combustão, o brometo ataca o chumbo, resultando brometo plumboso (PbBr2), o 
qual é volátil, sai pelo escapamento. 
 
b) Obtenção de gás lacrimogêneo (brometo de benzila – C7H7Br) 
 
c) Obtenção do brometo de prata, o qual é um dos constituintes da película sensível dos filmes 
fotográficos. O brometo de prata, em presença de luz, decompõe-se (reação fotoquímica), 
obtendo-se prata metálica, a qual sob a forma de minúsculas partículas, produz uma imagem 
negra na película negativa dos filmes fotográficos. 
luz
22 2 AgBr Ag Br  
 
Iodo 
 
O iodo, do grego iodes (violeta), a temperatura ambiente é um sólido negro violáceo com 
ligeiro brilho metálico. Muito denso (d = 4,98g/cm3), com ponto de fusão 113,5 oC, ponto de 
ebulição 184 oC, apresenta a propriedade de sublimação, mesmo em condições ambientais. Se 
submetermos o iodo a aquecimento, a sublimação aumenta e, se o aquecimento não for muito 
rápido, pode haver sublimação de todo o iodo antes que atinja seu ponto de ebulição. Os vapores 
de iodo, que apresentam coloração violeta, em contato com uma superfície fria, passam ao estado 
sólido e possui odor irritante que se assemelha ao do bromo, provocando inflamação das vias 
respiratórias. Sendo substância apolar, é pouco solúvel em água e bastante solúvel em solventes 
apolares, tais como: dissulfeto de carbono e tetracloreto de carbono. 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 138 
 
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As soluções aquosas de bromo e iodo apresentam praticamente a mesma coloração, no 
entanto, o iodo pode ser facilmente identificado na presença de amido, com o qual se combina 
formando um produto azul escuro e, por isso, o amido é utilizado como indicador de iodo livre. 
 
Ocorrência e obtenção: 
O iodo não ocorre livre na natureza, é encontrado na água dos oceanos sob a forma de 
iodetos de sódio e potássio e nas minas de salitre do Chile (NaNO3) sob a forma de iodato de sódio 
(NaIO3). 
No laboratório, o iodo pode ser obtido por vários métodos: por oxidação de iodeto de sódio 
com agentes oxidantes, tais como: dióxido de manganês, permanganato de potássio e peróxido de 
hidrogênio, ambas as reações em meio sulfúrico; por oxidação do iodeto de sódio com cloro ou 
bromo/ ou por reação de iodato de sódio com bissulfito de sódio em meio sulfúrico. 
2 2 4 2 4 4 2 2
4 2 4 2 4 4 2 2
2 2 2 4 2 4 2 2
2
2 2 2 
10 2 8 6 2 8 5
2 2 
2 
NaI MnO H SO Na SO MnSO H O I
KI KMnO H SO K SO MnSO H O I
NaI H O H SO Na SO H O I
NaI Cl


     
     
    
  2
2 2
2 3 2 4 2 4 2 2
 2 
2 2 
2 2 
NaCl I
NaI Br NaBr I
NaOI Na SO H SO Na SO H O I
 
  
    
 
 
Na indústria, o Chile (maior produtor do mundo), o iodo é obtido a partir da água-mãe de 
cristalização de nitrato de sódio (salitre do Chile). O iodato de sódio, que ocorre na água-mãe é 
submetido à redução com bissulfito de sódio em meio sulfúrico. 
3 2 3 2 4 2 4 2 22 5 6 NaIO Na SO H SO Na SO H O I     
 
Nos Estados Unidos, o iodo é obtido a partir dos iodetos alcalinos das águas salgadas de 
poços de petróleo, por oxidação com cloro. 
2 22 2 I Cl Cl I
    
 
Com este processo, os Estados Unidos quebraram o monopólio de produção de iodo, que 
era mantido pelo Chile. 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 139 
 
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Aplicações: 
 
a) Como antisséptico – a solução alcoólica de iodo, é, largamente utilizada como antisséptico, com 
o nome de “tintura de iodo”. Pode-se preparar também, misturando álcool, água, iodeto de potássio 
e iodo, obtendo-se, assim, uma solução menos volátil e mais estável. 
b) Obtenção de iodofórmio (CHI3), o qual é um pó amarelo de odor irritante, usado nos hospitais 
como antisséptico (responsável pelo odor característico dos hospitais). 
c) Obtenção de iodeto de prata – também utilizado na obtenção da película sensível dos filmes 
fotográficos. 
d) Na alimentação – o iodo é essencial para a saúde do homem, por ser constituinte da glândula 
tireóide. Por este motivo, a carência de iodo, na alimentação, produz o bócio. Daí a necessidade da 
adição de iodato de potássio ao sal de cozinha. 
 
Astato 
 
O astato, do grego astatos (instável), se assemelha muito ao iodo, e não se encontra 
naturalmente, é obtido sinteticamente bombardeando-se o bismuto com partículas  de alta 
energia, com t1/2 = 7,5 horas. 
, 2209 211
83 85
nBi At 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 Pipetas  Iodeto de potássio  Tetracloreto de carbono 
 Provetas  Cloreto de potássio  Tiras de tecido de algodão 
 Kitassato  Brometo de potássio  Ácido sulfúrico concentrado 
 Erlenmeyer  Mangueiras de silicone  Solução aquosa de KI 0,1 mol L-1 
 Clorofórmio  Peróxido de hidrogênio  Solução aquosa de KBr 0,1 mol L-1 
 amido solúvel  Funil de decantação  Solução aquosa de KCl 0,1 mol L-1 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 140 
 
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PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
─ Observe atentamente o sistema montado na capela para a obtenção de cloro, bromo e iodo. 
Anote seus resultados e responda quais as reações envolvidas neste item. 
─ Utilizando-se dois tubos de ensaio limpos, em um tubo de ensaio adicione 5,0 mL de água de 
cloro, e no outro, 5,0 mL de água de bromo. Meça o pH em ambos. A seguir coloque duas tiras 
de tecido de algodão coloridas e deixe-as por 30 minutos. Compare essas tiras com outras que 
não foram imersas. 
─ Marque três tubos de ensaio A, B e C; adicione ao tubo A, 6,0 mL de solução de iodeto de 
potássio 0,1 mol/L; adicione ao tubo B, 6,0 mL de solução de brometo de potássio 0,1 mol/L e 
ao tubo C, adicione, 6,0 mL de solução de cloreto de potássio 0,1 mol/L. Adicione a cada tubo 
de ensaio 2 gotas de ácido sulfúrico concentrado e 2 gotas de peróxido de hidrogênio a 30%. 
Observe atentamente, e em seguida coloque em cada tubo de ensaio 1 gota de solução de amido 
a 0,5%. Anote seus resultados e responda quais as reações envolvidas neste item. 
─ Marque dois tubos de ensaio A e B. adicioneao tubo A, 3,0 mL de solução de brometo de 
potássio 0,1 mol/L e ao tubo B, 3,0 mL de solução de iodeto de potássio 0,1 mol/L. Coloque em 
cada tubo 3,0 mL de água de cloro. Observe atentamente, e em seguida adicione em cada tubo 
de ensaio 2,0 mL de tetracloreto de carbono ou clorofórmio. Anote seus resultados e responda 
quais as reações envolvidas neste item. 
─ Em tubo de ensaio, adicione 3,0 mL de solução de iodeto de potássio 0,1 mol/L e 3,0 mL de água 
de bromo, agite e observe atentamente. Em seguida, coloque 2,0 mL de tetracloreto de carbono 
ou clorofórmio. Anote seus resultados e responda qual a reação envolvida neste item. 
─ Colocar 10 mL de água de bromo em um béquer e em seguida adicionar uma ponta de espátula 
de cobre em pó. Agitar a mistura por alguns minutos, anote seus resultados e responda qual a 
reação envolvida neste item. 
─ Colocar um cristal de iodo em um béquer de 50 mL contendo 5 mL de água. Agitar a mistura por 
alguns minutos e verificar sua solubilidade em água. Adicionar ao mesmo béquer uma ponta de 
espátula de KI, Agitar a mistura por alguns minutos, anote seus resultados e responda por que 
o iodo é mais solúvel em água na presença de KI. 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 141 
 
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EXPERIMENTO 42 – TÉCNICA DE SEPARAÇÃO – CROMATOGRAFIA EM PAPEL 
 
1. OBJETIVOS 
Fazer um cromatograma em papel e separar os corantes de uma tinta de caneta. 
 
2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 “A palavra cromatografia, do grego kromatos - cor e grafos - escrita, foi primeiramente 
usada em 1900 por Mikhail Tswett, um botânico russo, para descrever a separação de pigmentos 
de plantas em zonas de cores distintas” (MARQUES, J. A.; BORGES, C. P. F., 2007, p. 151). 
“Entre os métodos modernos de análise, a cromatografia ocupa um lugar de destaque 
devido a sua facilidade em efetuar a separação, identificação e quantificação das espécies químicas, 
por si mesma ou em conjunto com outras técnicas instrumentais de análise” (COLLINS, C. H.; BRAGA, 
G. L., 1988, p. 13). 
“A cromatografia é um método físico-químico de separação dos componentes de uma 
mistura, realizada através da distribuição destes componentes entre duas fases que estão em 
contato íntimo. Uma das fases permanece estacionária enquanto a outra se move através dela” 
(COLLINS, C. H.; BRAGA, G. L., 1988, p. 13). 
“Durante a passagem da fase móvel sobre a fase estacionária, os componentes da mistura 
são distribuídos entre as duas fases, de tal forma que cada um dos componentes é seletivamente 
retido pela fase estacionária, resultando em migrações diferenciais destes componentes” (COLLINS, 
C. H.; BRAGA, G. L., 1988, p. 13). 
 “A cromatografia em papel, desenvolvida por CONSDEN, GORDON e MARTIN em 1944, é uma 
técnica simples, utiliza pequena quantidade de amostra, tem boa capacidade de resolução e aplica-
se, de preferência, na separação e identificação de compostos polares como antibióticos 
hidrossolúveis, compostos orgânicos, íons metálicos, etc.” (COLLINS, C. H.; BRAGA, G. L., 1988, p. 37). 
“A separação ou distribuição dos componentes de uma mistura relaciona-se com as diferentes 
solubilidades relativas destes componentes na fase móvel e na fase estacionária. Os componentes de 
menor interação com a fase estacionária têm uma movimentação mais rápida ao longo do papel, 
enquanto que os componentes de maior interação com a fase estacionária serão seletivamente retidos, 
tendo uma movimentação mais lenta” (COLLINS, C. H.; BRAGA, G. L., 1988, p. 37). 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 142 
 
DEQUI/UFMA – Prof. Dr. Joacy Batista de Lima 
“Na cromatografia em papel, quando o solvente percorrer uma distância “l” cm, o soluto, 
agora espalhado como uma banda ou zona difusa percorre uma distância menor, que chamaremos 
de “d” cm. O fator de retenção ou a razão d/l, para uma dada substância sob condições específicas, 
é uma constante independente da quantidade relativa da substância ou de outras substâncias 
presentes e pode ser usada na identificação dos componentes de uma mistura em determinadas 
condições experimentais”, figura 19.1 (CONSTANTINO, M. G.; SILVA, G. V. J; DONATE, P. M., 2004, 
202). 
𝑅𝑓 =
𝑑
𝑙
=
𝑑𝑖𝑠𝑡â𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑝𝑒𝑟𝑐𝑜𝑟𝑟𝑖𝑑𝑎 𝑝𝑒𝑙𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑑𝑖𝑠𝑡â𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑝𝑒𝑟𝑐𝑜𝑟𝑟𝑖𝑑𝑎 𝑝𝑒𝑙𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
 
 
Figura 19.1 – Medida de Rf. 
 
3. EQUIPAMENTOS, MATERIAIS, REAGENTES E VIDRARIAS 
 Álcool a 70%  Papel comum ou de filtro 
 Pote de vidro com tampa  Pincel atômico 
 Tesoura 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
─ Cortar uma folha retangular de papel de filtro medindo 15 cm x 9 cm e em seguida marcar 
com lápis conforme o desenho da figura 19.2. 
 
 
 Figura 19.2 – marcações no papel Figura 19.3 – Como enrolar 
 para cromatografia e grampear o papel 
 
─ Marcar os pontos (ligeiro toque da caneta no papel) com pincel atômico de diversas cores 
(verde, preto, marrom, rosa, etc.); 
𝑅𝑓 =
𝑑
𝑙
 
Ponto inicial de aplicação 
da amostra da substância 
ou mistura de substâncias 
Ponto final de eluição 
(linha de frente do solvente) 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 143 
 
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─ Enrolar e grampear conforme o desenho da figura 19.3. 
─ Colocar um pouco de álcool a 70% no pote; 
─ Colocar o tubo de papel no álcool sem tocar na lateral do copo e de modo que os pontos 
marcados fiquem acima da superfície do álcool. Em seguida, cobrir o copo com uma tampa 
plástica ou metálica, figura 19.4; 
─ Observar a separação dos corantes da tinta à medida que o álcool sobe no papel até 
aproximadamente 0,5 cm do topo do papel, figura 19.5; 
─ Retirar o cilindro de papel do pote e secar ao ar livre; 
─ Retirar cuidadosamente os grampos do papel ou cortar o papel com uma tesoura próximo 
aos grampos e verificar qual a coloração de tinta que apresentou uma melhor resolução na 
separação dos corantes, figura 19.6. 
 
 
 
REFERÊNCIAS 
AUTOLABOR. Manual de Atividades Práticas: química. 2ª edição, Florianópolis – SC: Ed. Rocha, 
2000. 122p. p. 76-78. 
COLLINS, C. H.; BRAGA, G. L. Introdução a Métodos Cromatográficos, 3ª edição. Campinas – SP: 
Editora da UNICAMP, 1988. 
CONSTANTINO, M. G.; SILVA, G. V. J; DONATE, P. M. Fundamentos de Química Experimental. São 
Paulo: Editora da Universidade de São Paulo – Edusp, 2004. p. 201-210. 
CRUZ, R. Experimentos de Química em microescala: química geral e inorgânica, São Paulo – SP: Ed. 
Scipione, 1995. p. 21. 
LIMA, J. B. Experimentos de Química Utilizando Materiais Alternativos com Aplicação no Ensino 
Médio. Monografia de conclusão de curso. São Luís – MA: 2004, 129p. p.124-125. 
MARQUES, J. A.; BORGES, C. P. F. Práticas de Química Orgânica. Campinas – SP: Editora Átomo, 2007. 
p. 151-154. 
Figura 19.4 – Início 
do cromatograma. 
Figura 19.5 – Final 
do cromatograma. 
Figura 19.6 – cromatograma obtido após 
a secagem do solvente. 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 144 
 
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EXPERIMENTO 43 – EXTRAÇÃO DE PIGMENTOS POR SOLVENTES 
 
1. OBJETIVOS 
Extrair e separar a clorofila da xantofila presentes em folhas de brasileirinha. 
 
2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
O processo de extração com solventes é geralmente empregado para isolar substâncias 
dissolvidas em soluções ou misturas sólidas ou ainda para a remoção de impurezas solúveisindesejáveis de misturas. Nesse processo de separação, fazemos o uso das diferenças de solubilidade 
das substâncias em diferentes solventes (VOGEL, A. I., 1985, p. 47; CONSTANTINO, M. G. et al., 2004, 
p. 179). 
Considere, por exemplo, uma mistura sólida de sal e areia o qual sabemos que o sal é solúvel 
em água e a areia não. Se o nosso objetivo fosse obter o sal isento de areia, chamamos o processo de 
extração com solvente (o solvente dissolve o produto em que estamos interessados), se, por outro 
lado, o nosso objetivo fosse obter areia isenta de sal, chamaríamos o mesmo processo de lavagem 
(CONSTANTINO, M. G. et al. 2004, p. 179). 
Para extrair com solventes uma mistura líquida é necessário, naturalmente, usar um solvente 
que não seja miscível com o líquido da mistura. Teremos assim a formação de duas fases líquidas, por 
exemplo, uma fase aquosa e outra fase orgânica. No equilíbrio, a relação das concentrações do soluto 
nas duas fases é aproximadamente constante em uma dada temperatura independentemente da 
concentração total. Esta relação, designada como coeficiente de distribuição ou coeficiente de 
partição é aproximadamente igual à relação das solubilidades do soluto nos dois solventes e pode ser 
expressa segundo a equação 18 (VOGEL, A. I., 1985, p. 47-48; CONSTANTINO, M. G.; et al., 2004, p. 
181). 
𝑚𝑛 =
𝑚𝑜
(1+
𝑆
𝐾∙𝑉
)
𝑛 Equação 23 
Na qual: 
𝑚𝑛 = massa da substância que permanece na fase aquosa após 𝑛 extrações; 
𝑚𝑜 = massa da substância na fase aquosa antes da extração; 
𝐾 = coeficiente de partição; 
𝑉 = volume da solução aquosa; 
𝑆 = volume da solução extratora (fase orgânica); 
𝑛 = número de extrações; 
Obs. A equação 20 só é válida quando o volume das soluções das fases aquosa e orgânica é 
constante para 𝑛 extrações. 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 145 
 
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Para mostrar a utilização da equação 23 podemos citar o exemplo da extração do ácido 
n-butírico pelo benzeno a partir de 100 mL uma solução aquosa contendo 4,0 g do ácido n-butírico 
a uma determinada temperatura. 
O valor do coeficiente de partição do ácido n-butírico entre a água e o benzeno é ⅓ a 15 oC. 
Assim, para uma extração única com 100 mL de benzeno temos 𝑚𝑛 = 1,0 g, enquanto que 
realizando três extrações de 33,33 mL de benzeno temos 𝑚𝑛 = 0,5 g, ou seja, uma extração única 
com 100 mL de benzeno remove 3,0 g (ou 75 %) do ácido n-butírico, enquanto que três extrações 
de 33,33 mL removem 3,5 g ou (87,5 %) do ácido total. Isso mostra claramente a maior eficiência da 
extração obtida com diversas extrações, quando o volume total do solvente for o mesmo. Desta 
forma, quanto menor for o coeficiente de partição entre o solvente orgânico e a água, tanto maior 
será o número de extrações necessárias (VOGEL, A. I., 1985, p. 49). 
As folhas dos vegetais contêm vários pigmentos, em particular as clorofilas (pigmento verde) 
e xantofilas (pigmento amarelo), figura 23.1. Como apresentam estruturas e solubilidades 
diferentes, estes pigmentos podem ser extraídos, simultaneamente, por solventes ou uma mistura 
de solventes e posteriormente separados entre si mediante a utilização de solventes seletivos. 
 
Figura 23.1 – Folhas de brasileirinha 
A clorofila é um grupo de pigmentos fotossintéticos presente nos cloroplastos das plantas, 
são semelhantes à porfirina a qual contêm um composto de ferro. 
No centro do anel da clorofila há um íon magnésio e suas cadeias laterais variam de acordo 
com sua forma encontrada em diferentes organismos. A clorofila "A", C66H72O5N4Mg, está sempre 
presente, mas também ocorrem a clorofila "B", C66H70O6N4Mg, em outros grupos. A diferença da 
clorofila “A” para a clorofila “B” é que a clorofila “ A” apresenta o grupo –CH3 (metila) na posição 3 
do grupo tetrapirólico enquanto que a clorofila “B” apresenta o grupo –CHO (aldeído) na posição 3 
do grupo tetrapirólico, figura 23.2. 
A xantofila é um pigmento carotenóide de cor amarela muito presente em algumas algas e 
vegetais superiores, figura 23.3. 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 146 
 
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N N
NN
R
CH
2
CH
3
CH
2
=CH
CH
3
CH
3
CH
3
CH
2
CH
2
C
O
O
Mg
C
O
C
20
H
39
O
OCH
3Clorofila a (R = CH3)
Clorofila b (R = CHO) 
 
 
3. EQUIPAMENTOS, MATERIAIS, REAGENTES E VIDRARIAS 
 
 Folhas de brasileirinha  Funil de vidro 
 Béquer  Papel de filtro 
 Álcool 92,8o INPM  Colher de aço inox 
 Querosene  Funil de decantação com tampa 
 Liquidificador 
 
4. Procedimento experimental: 
 
─ Rasgar ou picotar com uma tesoura várias folhas de brasileirinha, bater por 10 segundos no 
liquidificador com um copo de álcool e em seguida filtrar em papel de filtro. 
─ Transferir o filtrado para uma garrafa PET de 500 mL e adicionar 50 mL de querosene. Em 
seguida, agitar a mistura para efetuar o processo de extração; 
─ Observação: a tampa da garrafa PET deve conter o lacre de borracha interno para evitar 
vazamentos. 
─ Deixar a mistura em repouso até separação das fases, figura 23.4; 
─ Separar cuidadosamente a fase aquosa (fase inferior) e armazenar em um copo de vidro; 
─ Adicionar mais 50 mL de querosene ao extrato alcoólico, agitar novamente em uma garrafa 
PET e deixar em repouso até separação das fases; 
─ Separar novamente com cuidado a fase aquosa (fase inferior) e armazenar em um copo de 
vidro; 
─ Repetir o processo de extração e separação das fases por mais duas vezes utilizando sempre 
um volume de 50 mL de querosene; 
─ Comparar a coloração do extrato alcoólico após as quatro extrações com a coloração obtida 
do primeiro extrato em querosene, figura 23.5. 
OH
CH
3
OH CH
3
CH
3
CH
3
CH
3
CH
3
CH
3
CH
3
CH
3
CH
3
Xantofila (Luteína)
Figura 23.2 – Representação 
da molécula da clorofila 
Figura 23.3 – Representação da molécula da xantofila 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 147 
 
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REFERÊNCIAS 
CONSTANTINO, M. G.; SILVA, G. V. J; DONATE, P. M. Fundamentos de Química Experimental. São 
Paulo: Editora da Universidade de São Paulo – Edusp, 2004. p. 179-199. 
VOGEL, A. I. Química Orgânica: análise orgânica qualitativa, 3ª edição. Rio de Janeiro – RJ: Ed. Ao 
Livro Técnico S.A., 1985. Vol. 1. p. 47-49, 164-169. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 23.4 – Separação dos pigmentos 
clorofila e xantofila após a decantação 
da mistura. 
Figura 23.5 – Obtenção dos pigmentos 
clorofila e xantofila a partir das folhas de 
brasileirinha. 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 148 
 
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EXPERIMENTO 44 – IDENTIFICAÇÃO DE ALGUNS GRUPOS FUNCIONAIS ORGÂNICOS 
 
OBJETIVO 
─ Identificar por meio de reações químicas alguns grupos funcionais orgânicos. 
 
INTRODUÇÃO TEÓRICA 
A identificação e a caracterização de compostos desconhecidos é uma parte importante na 
análise orgânica qualitativa. Embora, muitos testes preliminares são utilizados para identificar e 
caracterizar os compostos orgânicos, nesse experimento, serão utilizados alguns testes apenas para 
identificação de alguns grupos funcionais ou características de alguns compostos orgânicos. 
 
Identificação de halogenetos 
Teste do nitrato de prata 
Esse teste dá como resultado positivo a formação de um precipitado branco ou creme de 
halogeneto de prata quando o nitrato de prata reage com o halogeneto suficientemente reativo. 
𝑅𝑋 + 𝐴𝑔+𝑁𝑂3
−→ 𝐴𝑔𝑋 + 𝑅+𝑁𝑂3
−
𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻
→ 𝑅 − 𝑂 − 𝐶𝐻2𝐶𝐻3 
O teste não distingue os cloretos dos brometos ou iodetos, mas distingue halogenetos lábeis 
(reativos) de halogenetos não-reativos. 
Os compostos mais reativos são os que formam carbocátions estáveis em solução e os que 
têm bons grupos de saída (X = I, Br e Cl). Halogenetos de benzila, alila e terciários reagem 
imediatamente com o nitrato de prata. Os halogenetos primários e secundários não reagem na 
temperatura normal, mas o fazem quando aquecidos. Os halogenetos de arila e vinila não reagem, 
mesmo em temperaturas elevadas. 
 
Identificação de aldeídos e cetonas 
Compostos que contém o grupo funcional RCHO ou RCOR’ são chamados de aldeídos ou 
cetonas, respectivamente e esses compostos são identificados através de reações características da 
carbonila. 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 149 
 
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Identificação de ácidos carboxílicos 
Os ácidos carboxílicos são detectados principalmente por suas propriedades de solubilidade. 
Eles são solúveis em soluções aquosas de hidróxido de sódio e bicarbonato de sódio. 
 
Identificação de álcoois 
Os álcoois são compostos neutros. Os alcoóis primários e secundários são facilmente 
oxidados enquanto que os terciários não o são. A combinação do teste de Lucas com o teste do 
ácido crômico diferenciará os álcoois primários, secundários e terciários. 
 
Identificação de ésteres 
Embora os ésteres, como os aldeídos e cetonas, sejam compostos neutros com o grupo 
carbonila, eles usualmente não dão teste positivo com a 2,4-dinitro-fenil-hidrazina. Os dois testes 
mais comuns para a identificação de ésteres são o teste da hidrólise básica e o do hidroxamato 
férrico. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 Nitrato de prata  Álcool n-butílico  Álcool sec-butílico 
 Etanol  Álcool t-butílico  Permanganato de potássio 
 Acido nítrico  Cloreto férrico  Cloridrato de hidroxilamina 
 Cloreto de benzila  Butanoato de etila  Carbureto (carbeto de cálcio) 
 Bromo  Éter  2,4-dinitro-fenil-hidrazina 
  Benzaldeído  Óxido de cromo(VI) (CrO3) 
 Ciclohexeno  Benzofenona  Iodeto de potássio 
 Hidróxido de sódio  Acetona  Bicarbonato de sódio 
 Hidróxido de amônio  Ácido sulfúrico  Cloreto de metileno 
(diclorometano) 
 Iodo 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 150 
 
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PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Identificação de halogenetos 
Teste do nitrato de prata 
Adicione 1 gota de um líquido ou 5 gotas de uma solução concentrada de um sólido em 
etanol, a 2 mL de uma solução de nitrato de prata a 2 % em etanol. Se não observar reação na 
temperatura normal após 5 minutos, aqueça a solução em banho-maria e observe se ocorre 
precipitação. Se isso acontecer, adicione 2 gotas de acido nítrico a 5 % e verifique se o precipitado 
se dissolve. Os ácidos carboxílicos dão um falso positivo porque precipitam em nitrato de prata, mas 
eles se dissolvem com a adição do ácido nítrico. 
Sugestão para o teste (cloreto de benzila). 
 
Identificação de insaturações 
Teste do bromo em cloreto de metileno (diclorometano) 
Dissolva 50 mg de um sólido ou 4 gotas de um líquido, a determinar, em 1 mL de cloreto de 
metileno. Adicione uma solução de bromo a 2 % V:V em cloreto de metileno, gota a gota, com 
agitação. Se após a adição de uma a duas gotas da solução de bromo a cor vermelha permanece, o 
teste é negativo. Se a cor vermelha desaparecer, continue adicionando a solução de bromo em 
cloreto de metileno até que a cor vermelha do bromo permaneça. O teste é positivo se mais de 5 
gotas da solução tiverem sido adicionadas e se a cor tiver desaparecido. Se isso acontecer, continue 
adicionando gotas da solução de bromo para ver quantas gotas serão necessárias para atingir o 
ponto em que a cor permanece. 
Usualmente, quando uma ligação dupla isolada está presente, muitas gotas da solução de 
bromo serão necessárias para atingir esse ponto. Não deve ocorrer a formação de brometo de 
hidrogênio (HBr). Se isso ocorrer, a reação é de substituição e você notará a formação de uma 
“neblina” ao soprar a boca do tubo de ensaio e ligações duplas ou triplas não estarão presentes. O 
HBr também poderá ser identificado com papel indicador de pH. Se não ocorrer a formação de HBr, 
a reação é de adição e o composto apresenta insaturação. 
Sugestão para o teste (ciclohexeno). 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 151 
 
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Teste do permanganato de potássio (teste de Baeyer) 
Dissolva 25 mg de um sólido ou 2 gotas de um líquido, a determinar, em 2 mL de água ou 
etanol ou éter. Adicione uma solução aquosa de permanganato de potássio a 0,1 % em meio ácido, 
gota a gota, com agitação. O teste é positivo se a cor violeta do reagente desaparecer e se formar 
um precipitado preto de dióxido de manganês. Se o solvente for o etanol, não use a solução depois 
de 5 minutos porque a oxidação do etanol começa lentamente. 
O teste é positivo para ligações duplas e triplas, mas não para anéis aromáticos. 
Sugestão para o teste (acetileno). 
 
Identificação de aldeídos e cetonas 
Teste do 2,4-dinitro-fenil-hidrazina 
Coloque uma gota do liquido desconhecido em um tubo de ensaio pequeno e adicione 1 mL 
do reagente 2,4-dinitro-fenil-hidrazina. Se o desconhecido for um sólido, dissolva cerca de 10 mg na 
menor quantidade possível de etanol ou éter antes de adicionar o reagente. Agite a mistura 
vigorosamente. Muitos aldeídos e cetonas darão imediatamente um precipitado de cor amarela a 
vermelha. Outros, levarão até 15 minutos ou precisarão de um leve aquecimento para dar um 
precipitado. O aparecimento de um precipitado é um teste positivo. 
Preparação do reagente 2,4-dinitro-fenil-hidrazina 
Dissolva 3 g de 2,4-dinitro-fenil-hidrazina em 15 mL de ácido sulfúrico concentrado. Misture, 
em um béquer, 20 mL de água e 70 mL de etanol. Adicione, sob agitação vigorosa constante, a 
solução de 2,4-dinitro-fenil-hidrazina à mistura etanol-água. Após misturar as duas soluções, filtre 
por gravidade, com papel de filtro pregueado. Esse reagente deverá ser preparado um pouco antes 
da aula. 
 
 
EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL 152 
 
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Teste do ácido crômico 
Dissolva uma gota de um aldeído ou cerca de 10 mg de um aldeído sólido em 1 mL de 
acetona. Adicione gota a gota com agitação o reagente ácido crômico. O teste positivo é dado por 
um precipitado verde e pelo desaparecimento da cor laranja do reagente. No caso de aldeídos 
alifáticos, RCHO, a solução fica turva em 5 segundos e um precipitado aparece em 30 segundos. No 
caso de aldeídos aromáticos, ArCHO, em geral são necessários até 3 minutos ou mais para que o 
precipitado ocorra. Em alguns casos, a cor laranja original pode permanecer juntamente com um 
precipitado verde ou castanho. Isto deve ser interpretado como teste positivo. O teste é negativo 
se o precipitado não tiver a cor verde e se a solução permanecer a cor laranja original. Esse teste é 
útil somente após resultado positivo com o reagente 2,4-dinitro-fenil-hidrazina. 
Preparação do reagente ácido crômico. 
Dissolva 20 g de óxido de cromo(VI) (CrO3) em 20 mL de acido sulfúrico concentrado. 
Adicione a mistura, lenta e cuidadosamente, a 60 mL de água fria. Esse reagente deve ser preparado 
um pouco antes da aula. 
Sugestão para o teste (benzaldeído ou benzofenona) 
 
Teste de TollensDissolva 1 gota de aldeído liquido ou cerca de 10 mg de um aldeído sólido na menor 
quantidade possível de éter ou acetona. Adicione esta solução, um pouco de cada vez, a 2 ou 3 mL 
do reagente de Tollens contido em um tubo de ensaio. Agite bem. Se ocorrer deposição de um 
espelho de prata nas paredes internas do tubo de ensaio, o teste é positivo. Em alguns casos, é 
necessário aquecer um pouco o tubo de ensaio em banho-maria. 
Preparação do reagente de Tollens. 
Solução A: Dissolver 3 g de nitrato de prata em 30 mL de água. 
Solução B: Hidróxido de sódio a 10 %. 
Solução C: Hidróxido de amônio a 10 %. 
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Misture 1 mL da solução A com 1 mL da solução B. Ocorrerá um precipitado de óxido de 
prata. Adicionar, gota a gota, a solução C até dissolver completamente o precipitado de óxido de 
prata. O reagente de Tollens assim preparado deverá ser utilizado imediatamente antes do teste. 
 
Teste do iodofórmio 
Prepare um banho de água a 70 oC em um béquer. 
Use uma pipeta de Pasteur para colocar 6 gotas de um líquido desconhecido ou 60 mg de 
um sólido desconhecido em um tudo de ensaio e, em seguida, adicione 2 mL de éter para dissolver 
a substância. 
Acrescente ao tubo de ensaio 2 mL de solução aquosa de hidróxido de sódio a 10 % e, em 
seguida, coloque o tubo no banho de água quente. 
Coloque no tubo de ensaio 4 mL de uma solução aquosa de iodo-iodeto de potássio, em 
porções de 1 mL. Tampe o tubo com uma rolha de borracha e agite-o a cada adição da solução de 
iodo-iodeto. 
Aqueça a mistura no banho de água quente por cerca de 5 minutos, agitando o tubo 
ocasionalmente. Parte da cor ou toda a cor do reagente de iodo deve desaparecer. Se a cor da 
solução de iodo-iodeto não desaparecer, adicione um pouco mais de solução aquosa de NaOH a 10 
% até a cor desaparecer. Agite o tubo de ensaio tampado com uma rolha de borracha durante a 
adição do hidróxido de sódio. Não se preocupe se adicionar excesso de base. 
Assim que a cor da solução iodo-iodeto desaparecer, encha o tubo de ensaio com água até 
2 cm da borda. Tampe o tubo de ensaio com a rolha de borracha e agite-o vigorosamente. Deixe o 
tubo em repouso por 15 minutos ou mais na temperatura ambiente. O aparecimento de um 
precipitado amarelo pálido de iodofórmio, CHI3, é um teste positivo para metil-cetona ou para um 
composto que se oxida facilmente a uma metil-cetona. Outras cetonas descoram a solução de iodo-
iodeto, mas não dão precipitado de iodofórmio. 
O precipitado amarelo usualmente se deposita lentamente no fundo do tubo de ensaio. Às 
vezes, a cor amarela do iodofórmio fica mascarada por uma substância negra. Se isso acontecer, 
adicione um pouco mais de solução aquosa de hidróxido de sódio, tampe o tubo de ensaio com a 
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rolha de borracha e agite-o vigorosamente. Deixe o tubo novamente em repouso por 15 minutos 
ou mais para precipitar o iodofórmio. 
Esse teste deverá ser realizado somente após resultado positivo com o reagente 2,4-dinitro-
fenil-hidrazina. 
Preparação da solução aquosa iodo-iodeto de potássio 
Dissolver 20 g de iodeto de potássio em 100 mL de água e, em seguida, adicionar 10 g de 
iodo. Mexer até total dissolução do iodo. 
 
Identificação de ácidos carboxílicos 
Teste do pH de uma solução em água. 
Se o composto for solúvel em água, prepare uma solução e meça o pH com um papel 
indicador de pH. Se o composto for um ácido, o pH da solução será baixo. 
Os compostos insolúveis em água podem ser dissolvidos em etanol (ou metanol) e água. 
Primeiro, dissolva o composto no álcool e, depois, adicione água até a solução começar a ficar turva. 
Clareie a solução com algumas gotas de álcool e determine o pH com um papel indicador de pH. 
 
Teste do bicarbonato de sódio. 
Dissolva uma pequena quantidade do composto em uma solução aquosa de bicarbonato de 
sódio a 5 %. Observe a solução com atenção. Se o composto for um ácido, você verá bolhas do gás 
dióxido de carbono. Com alguns sólidos, a evolução de gás carbônico não é tão óbvia. 
 
 
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Identificação de álcoois 
Teste de Lucas 
Coloque 2 mL do reagente de Lucas em um tubo de ensaio pequeno e adicione 3 a 4 gotas 
do álcool. Tampe o tubo e agite-o vigorosamente. Com os álcoois terciários, benzílicos e alílicos 
ocorre turvação imediata devido à formação do halogeneto de alquila insolúvel na água. Após algum 
tempo, o halogeneto de alquila pode formar uma camada separada. 
Os álcoois secundários produzem turvação somente após 2 a 5 minutos enquanto que os 
álcoois primários dissolvem no reagente para dar uma solução transparente (sem turvação). Alguns 
álcoois secundários terão de ser aquecidos ligeiramente para que a reação se inicie. 
Esse teste pode não funcionar perfeitamente para álcoois com mais de 6 carbonos, devido a 
sua solubilidade no reagente. 
Preparação do reagente de Lucas. 
Em um banho de gelo, esfrie 10 mL de ácido clorídrico concentrado em um béquer. 
Mantenha o béquer no banho e dissolva, com agitação, 16 g de cloreto de zinco anidro no ácido. 
Sugestão para o teste (álcool n-butílico, álcool sec-butílico e álcool t-butílico) 
 
Teste do ácido crômico 
Dissolva 1 gota de um álcool líquido ou cerca de 10 mg de um álcool sólido em 1 mL de 
acetona. Adicione 1 gota do reagente ácido crômico e observe o resultado após 2 segundos. Um 
teste positivo para um álcool primário ou secundário é o aparecimento da cor verde-azulada. Os 
álcoois terciários não dão teste positivo em 2 segundos e a solução permanece alaranjada. 
Os álcoois secundários dão teste positivo com o iodofórmio. 
 
 
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Identificação de ésteres 
Teste do hidroxamato férrico. 
Antes de começar, você deve determinar se o composto a ser testado tem porcentagem de 
enol suficiente para dar um resultado positivo no teste do cloreto férrico. 
Dissolva 1 ou 2 gotas do liquido desconhecido ou alguns cristais do sólido desconhecido em 
1 mL de etanol e adicione 1 mL de ácido clorídrico 1 mol L-1. Adicione 1 ou 2 gotas de solução de 
cloreto férrico a 5 %. Se uma cor definida, que não seja o amarelo, aparecer, o teste do hidroxamato 
férrico não pode ser usado. 
Se o composto não tiver alta porcentagem de enol, siga as seguintes instruções. Dissolva 5 
ou 6 gotas de um éster líquido, ou cerca de 40 mg de um éster sólido, em uma mistura de 1 mL de 
cloridrato de hidroxilamina 0,5 mol L-1 (dissolvido em etanol a 5 %) e 0,4 mL de hidróxido de sódio 
6 mol L-1. Ferva a mistura por alguns minutos. Deixe-a esfriar e adicione 2 mL de ácido clorídrico 1 
mol L-1. Se a solução ficar turva, adicione 2 mL ou mais de etanol até clarear. Adicione uma gota de 
solução de cloreto férrico a 5 % e observe a formação da cor. Se a cor começar a desaparecer, 
continue adicionando cloreto férrico até que a cor se mantenha. Um teste positivo deve dar cor de 
vinho ou vermelho-arroxeada. 
Sugestão para o teste (butanoato de etila) 
 
 
 
 
 
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REFERÊNCIAS 
 
CONSTANTINO, M. G.; SILVA, G. V. J; DONATE, P. M. Fundamentosde Química Experimental. São 
Paulo: Editora da Universidade de São Paulo – Edusp, 2004. 
COTTON, F.A. & WILKINSON, G. Química Inorgânica: Livros Técnicos e Científicos. Editora. Rio de 
Janeiro, 1978. 
LEE, J.D. Química Inorgânica. 3ª Edição. Ed. Edgard Blucher Ltda. São Paulo, 1980. 
OHLWEILER, O.A. Química Inorgânica: Vol. I. Editora Edgard Blucher Ltda. São Paulo, 1971. 
TRINDADE, D. F. et al. Química Básica Experimental, São Paulo: Ed. Ícone, 1993. 
 
 
 
 
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SOBRE O AUTOR 
 
JOACY BATISTA DE LIMA 
Joacy Batista de Lima é químico industrial, licenciado e bacharel em química, 
especialista em educação a distância, mestre em química analítica e doutor 
em físico-química. 
Professor da Universidade Federal do Maranhão lotado no Departamento de 
Química no qual já lecionou várias disciplinas para os cursos de licenciatura e 
bacharelado em química, química industrial, engenharia química, matemática, física, engenharia 
elétrica, ciências biológicas, ciências aquáticas e farmácia dentre elas introdução ao estudo da 
química, química geral I e II, química geral experimental, química geral e inorgânica, química 
inorgânica I e II, físico-química I, II e III, química quântica, química biológica, química de produtos 
naturais, instrumentação para o ensino de química e as disciplinas de química analítica avançada e 
cinética aplicada à química analítica em nível de pós-graduação. 
Autor de diversos trabalhos científicos apresentados em congressos nacionais e 
internacionais, ministra periodicamente cursos, palestras e seminários e orienta alunos em pós-
graduação, monitorias e monografias de conclusão de cursos de graduação. 
Desenvolve pesquisas nas áreas de físico-química, química inorgânica e química analítica e 
também na área de ensino de química em trabalhos experimentais voltados para o cotidiano e 
novas tecnologias para o ensino de química com elaboração de softwares aplicados à química. 
Foi coordenador do curso de graduação em química licenciatura e bacharelado da Universidade 
Federal do Maranhão, coordenador do curso de química licenciatura na modalidade à distância da 
Universidade Federal do Maranhão, coordenador do curso de extensão "Capacitação de professores de 
química do estado do Maranhão" (curso pró-ciências) e também presidente da Associação Brasileira 
de Química Seção Regional do Maranhão - ABQ-MA. 
Atualmente está como coordenador do curso de química licenciatura na modalidade à 
distância da Universidade Federal do Maranhão. 
 
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ANOTAÇÕES 
 
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