Apostila Engenharia -laboratorio-2016-2a Aula

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MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO 
UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ 
CAMPUS PATO BRANCO 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
 
 
 
QUÍMICA ATIVIDADES EXPERIMENTAIS 
ENGENHARIAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PROFESSORES: Liliam Cristina Ângelo 
Marcos Bertani Gazola 
Marlene Capelin Ignoato 
Maristela Fiorese Amadori 
Mauro Vestena 
 
 
 
 
 
PATO BRANCO, 2016
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SUMÁRIO 
 
 
PRÁTICA 01 – Técnicas básicas de laboratório de química ................................................. 3 
PRÁTICA 02 – Determinação da massa e de Volume de materiais .................................... 19 
PRÁTICA 03 – Condutibilidade Elétrica ............................................................................. 24 
PRÁTICA 04 – Polaridade ................................................................................................... 29 
PRÁTICA 05 – Uso de Indicadores ..................................................................................... 33 
PRÁTICA 06 – Reações Químicas I .................................................................................... 35 
PRÁTICA 07 – Reações químicas II .................................................................................... 40 
PRÁTICA 08 – Fatores que Afetam a Velocidade de uma Reação ..................................... 43 
PRÁTICA 09 – Termoquímica............................................................................................. 48 
PRÁTICA 10 – Equilíbrio Químico ..................................................................................... 49 
PRÁTICA 11 – Escalas de pH e Medidas de pH do solo ..................................................... 52 
PRÁTICA 12 – Reações de Óxido-Redução espontâneas ................................................... 56 
PRÁTICA 13 – Células eletrolíticas – eletrólises ................................................................ 59 
PRÁTICA 14 – Corrosão ..................................................................................................... 63 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ................................................................................. 65 
 
 
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PRÁTICA 01 – TÉCNICAS BÁSICAS DE LABORATÓRIO DE QUÍMICA 
 
SEGURANÇA: A química é uma ciência experimental, e o seu progresso depende dos 
trabalhos experimentais normalmente desenvolvidos em laboratórios. Qualquer laboratório 
de química é potencialmente perigoso, portanto, é necessário o máximo de cautela ao 
trabalhar num laboratório. 
Existe uma regra geral: toda substância desconhecida é potencialmente perigosa, até 
que se prove o contrário. Assim, o máximo de cuidado deve ser empregado ao manusear 
qualquer substância química. A toxidez das substâncias químicas varia muito, e nem todas 
as substâncias, mesmo as mais usualmente empregadas, tiveram seus aspectos 
toxicológicos suficientemente estudados. Portanto todo cuidado é pouco. 
 
ORGANIZAÇÃO E LIMPEZA: concluída a prática, lave todo o material e limpe a 
bancada. 
 
ATENÇÃO: Leia todas as experiências antes de executá-las, para evitar enganos. 
 
“TRABALHE SEMPRE COM MÉTODO, ATENÇÃO E CALMA.” 
 
 
NORMAS DE SEGURANÇA EM LABORATÓRIO 
 
1. Usar jaleco de algodão para proteger a roupa. 
2. Não fumar, não comer e não beber dentro do laboratório. 
3. Ouvir com muita atenção as instruções de seu professor ou auxiliar. 
4. Quando for utilizar um determinado reagente, ler com atenção o rótulo. 
5. Ao ligar qualquer aparelho, verificar se a voltagem da rede corresponde à indicada na 
etiqueta do aparelho. 
6. Evitar o contato de qualquer substância com a pele. Usar luvas de látex, ou nitrílicas 
conforme o caso. 
7. Evitar o uso de material com defeito, principalmente vidraria. 
8. Não provar reagentes, quaisquer que sejam. 
9. Não inalar gases ou vapores sem certificar-se de que não são tóxicos. Reações que 
liberam gases devem ser realizadas na câmara de exaustão (capela). 
10. Manter os recipientes contendo reagentes, soluções, etc., etiquetados. Isso auxilia no 
trabalho e evita enganos com desperdícios de tempo e material. 
11. Não usar a mesma espátula em reagentes diferentes. Caso contrário ocorrerá alteração 
nas propriedades dos mesmos. 
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12. O material molhado com reativos, especialmente pipetas, não deve ser sacudido fora da 
pia. 
13. Manter a cabeça e as roupas afastadas da chama. Diminuir a chama do bico de Bunsen 
quando interromper o seu uso. 
14. Ao aquecer substâncias ou soluções em tubos de ensaio, não virar a boca do tubo em 
sua direção ou na de outra pessoa. Não aquecer bruscamente nenhum sólido ou líquido. 
Jamais aquecer sistemas completamente fechados. Utilizar óculos de policarbonato 
como proteção. 
15. Não trabalhar com substâncias inflamáveis perto da chama. (Ex: álcoois, éteres, 
cetonas, etc.,). 
16. Manusear com cuidado vidraria ou peças metálicas aquecidas. Lembrar-se de que 
materiais quentes frios possuem geralmente a mesma aparência. 
17. Ao diluir ácido ou dissolver uma base, adicioná-lo (a) lentamente sobre a água, com 
agitação. Usar resfriamento, se necessário. 
18. Utilizar pipetas, provetas e buretas de volume adequado à quantidade de líquido que se 
pretende medir. 
19. Não devolver sobras de reagentes aos frascos de origem sem consulta prévia ao 
professor. 
20. Não jogar detritos na pia ou nos ralos. Utilizar para isso lixeiras existentes no 
laboratório. 
21. Usar as quantidades de reagentes indicadas no roteiro de cada aula. 
22. Antes de deixar o laboratório, lavar a vidraria utilizada, limpar a mesa de trabalho e 
lavar bem as mãos. 
23. Ao retirar-se do laboratório, verificar se todos os aparelhos estão desligados e se não há 
torneiras abertas (água e gás). 
24. Não é permitido frequentar aulas práticas com calçados abertos (sandálias, chinelos, 
...), e com roupas como bermudas, as mesmas não possuem segurança. 
 
SE OCORRER ALGUM ACIDENTE, COMUNICAR O PROFESSOR 
IMEDIATAMENTE. 
 
 
GUIA DE LABORATÓRIO 
As aulas de laboratório serão baseadas nesta apostila, que contém as instruções 
básicas sobre a experiência a ser executada. No entanto, para que você possa acompanhar 
as aulas será necessário que você leia as técnicas e o procedimento experimental antes de 
cada experiência. As experiências foram elaboradas para serem realizadas em equipe 
de três ou quatro alunos. 
 
5 
O LABORATÓRIO QUÍMICO 
 
O laboratório Químico é o lugar privilegiado para a realização de experimentos, 
possuindo instalações de água, luz e gás de fácil acesso em todas as bancadas. Possui ainda 
local especial para manipulação das substâncias tóxicas (a capela), que dispõe de sistema 
próprio de exaustão de gases. O destilador, a balança analítica, vidrarias de todo tipo e 
tamanho e reagentes com grau de pureza analítica são recursos mínimos de qualquer 
laboratório. 
O laboratório é um local de trabalho onde há risco de acidentes devido à existência 
de substâncias tóxicas, inflamáveis e explosivas. Por isso é equipado com extintores de 
incêndio, lava-olhos, chuveiro e saídas de emergência e uma farmácia de primeiros 
socorros. É imprescindível que alunos, técnicos e professores conheçam e sigam as normas 
de segurança de um laboratório químico. 
 
 
EQUIPAMENTOS DE SEGURANÇA 
 
1) Óculos de segurança: 
Óculos de segurança com proteção lateral é item indispensável em laboratórios de 
química. Esse item de segurança vai protegê-lo de quaisquer respingos de produtos 
químicos agressivos e fragmentos de vidros, eventualmente produzidos na quebra de 
qualquer item de vidraria. Lentes de contato não são recomendadas porque vapores 
corrosivos ou líquidos podem ficar presos entre elas e seus olhos, o que irá agravar o 
problema. Normalmente os óculos são fabricados em policarbonato, nylon ou acetato, as 
lentes são em cristal oftálmico, resina ou policarbonato, incolores ou coloridas e devem ser 
altamente resistentes a impactos e riscos. 
 
 
2) Jaleco 
O jaleco tem a função de protegê-lode respingos de produtos químicos e 
queimaduras com líquidos quentes e por chama direta. Para maior proteção deve ter mangas 
longas, comprimento até o joelho, de preferência serem confeccionados em tecido de 
algodão e possuírem sistemas de fechamento com botões de pressão na frente e nas 
mangas, para eventual retirada rápida, em caso de emergência. O tecido de algodão é 
escolhido por reter melhor os respingos e ser pouco inflamável em comparação com os 
tecidos sintéticos (jalecos de tecidos sintéticos são totalmente desaconselhados). A cor 
branca é a mais utilizada em laboratórios de química. 
 
3) Luvas de látex ou luvas nitrílicas 
 Luvas tem a função de proteger contra a introdução de substâncias estranhas no 
organismo humano por via dérmica, junções de unhas e eventuais ferimentos, mesmo que 
pequenos nas mãos e punhos. 
6 
TOXICOLOGIA 
Grande parte de produtos químicos são considerados tóxicos. Para uma avaliação 
adequada do risco envolvido na manipulação de uma substância, devem ser conhecidas as 
relações entre toxicidade, freqüência de manipulação e concentração durante a exposição. 
As substâncias tóxicas podem entrar no corpo por inalação, ingestão, absorção 
através da pele ou pela combinação desses caminhos. Algumas substâncias se decompõem 
gerando material tóxico quando submetidos ao calor, à umidade ou presença de outros 
produtos químicos. As informações concernentes à toxidez ou risco potencial de toxidez 
podem ser obtidas do fornecedor do produto, da literatura ou por testes laboratoriais com 
cobaias. Tais informações são importantes para que se determine o tipo de EPI 
(equipamento de proteção individual) contra a exposição e o tratamento médico adequado 
adotado no caso de exposição. 
 
 
PREVENÇÃO E COMBATE A INCÊNDIOS 
Para que exista o fogo, é necessária a condição favorável, juntamente com os três 
elementos que são o comburente (ou oxigênio), o combustível e o calor (ou energia de 
ativação que permite que os primeiros dois elementos entrem em ação). Isto é a chama de 
um fósforo, faíscas, incidência dos raios solares sobre objetos que os refletem, tais como 
vidros, latas e outros. Ou por autocombustão (em temperaturas > 290ºC). 
 
 
 
 
 
Figura 1 - O triângulo do fogo 
 
 
O lançamento de água baixa a temperatura dos materiais que estão a arder, impede a 
combustão ou que ardam. Quando se lança um cobertor ou areia sobre um foco de incêndio 
impede-se que o oxigênio se misture com o material que está a arder e elimina-se o foco de 
incêndio. A informação sobre estes princípios é importante em todas as situações. 
Os ensinamentos sobre métodos de combate a incêndios mencionam quatro classes 
de incêndio, identificando do mesmo modo também os extintores. 
7 
 CLASSE A: enquadram-se os incêndios em materiais que ao se queimarem deixam 
resíduos, como papel, algodão, madeira e outros. Para essa classe de incêndios é 
necessário o uso de um extintor que tenha poder de penetração e que elimine ou reduza o 
calor existente. Os extintores recomendados para este tipo de incêndio são o de carga 
líquida e água com CO2. 
 
 CLASSE B: são classificados os materiais que ao se queimarem não deixam resíduos, 
como acontece com os líquidos inflamáveis em geral, tintas, óleos e graxas. A técnica na 
extinção deste tipo de incêndio requer o uso de um extintor que possa agir por 
abafamento, ou melhor, que elimine o oxigênio. Os extintores indicados são os de 
espuma, gás carbônico (CO2) e pó seco (químico). 
 
 CLASSE C: envolve os incêndios em equipamentos elétricos ligados e que exigem um 
tipo de extintor que não seja condutor de eletricidade, sendo recomendado os extintores 
de gás carbônico e pó seco. 
 
 CLASSE D: incêndios em metais pirofóricos (capazes de incandescer espontaneamente 
em contato com o ar) e que exigem agentes especiais para a extinção. Esses agentes 
extintores têm a propriedade de se fundirem em contato com o metal combustível, 
formando uma capa que o isola do ar, interrompendo a combustão. 
 
 
COMO USAR OS EXTINTORES 
 
 Água e gás: retire a trava de segurança, aperte a alavanca e dirija o jato para a base do 
fogo. A água é o agente extintor de maior emprego; apaga o fogo por resfriamento. 
OBS.: Não usar em incêndios das classes “B” e “C”. 
 
 
 Espuma: inverta o aparelho e o jato dispara automaticamente, só parando quando 
esgotada a carga. 
 
A espuma apaga principalmente por abafamento. Existem dois tipos de espuma: a 
química, na qual a formação de espuma é obtida pela reação de substâncias químicas 
(NaHCO3 + Al2(SO4)3 e a mecânica (mistura de água e ar). A espuma nunca deve ser 
utilizada em corrente elétrica. 
OBS.: Não usar em incêndios da classe “C”. 
 
 Gás carbônico: retire o pino de segurança quebrando o lacre. Acione a válvula 
dirigindo o jato para a base do fogo. 
O dióxido de carbono (CO2) age formando uma camada gasosa em torno da 
substância incendiada reduzindo, desta maneira a quantidade de oxigênio que a envolve; 
assim, é considerado excelente extintor de incêndios incipientes e não ventilados. Para uso 
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em laboratório, o extintor de dióxido de carbono apresenta uma série de vantagens, pois é 
de fácil manejo, tem boa eficiência no combate a princípios de incêndio, especialmente nos 
do tipo que envolve eletricidade, e não danifica os equipamentos. Além disso, o dióxido de 
carbono não se congela a temperatura ambiente, não deixa resíduo, além de ser facilmente 
removido pela simples ventilação do compartimento. 
OBS.: Pode ser utilizado em qualquer classe de fogo. 
 
 Pó químico: abra a ampola de gás e aperte o gatilho dirigindo a nuvem de pó para a 
base do fogo. 
 
O extintor tipo pó-químico age principalmente por abafamento. São constituídos 
essencialmente por bicarbonato de sódio ou potássio, associados a outras substâncias 
extintoras. Em contato com as chamas o pó se decompõe, formando dióxido de carbono 
(CO2), extinguindo-as com grande eficiência. 
OBS.: Pode ser utilizado em qualquer classe de incêndio. 
 
 
Exercícios: 
1) Antes de usar as substâncias contidas nos frascos, devemos ler os seus 
__________rótulos___________. 
2) Quando houver desprendimento de gases tóxicos ou irritantes, devemos utilizar a 
_____capela________. 
3) Nunca deixar frascos contendo substâncias _______inflamáveis_________ próximos à 
chama. 
4) Localize os _______________extintores___________ de incêndio e familiarize-se com 
seu uso. 
5) Assinale a alternativa correta: 
a. Materiais sólidos podem ser jogados dentro da pia. 
b. Trabalhar de maneira agitada e nervosa. 
c. Adicionar ácido sobre a água. 
6) Relacione as colunas: 
(A) Extintor Classe A (B) líquidos inflamáveis em geral 
(B) Extintor Classe B (C) equipamentos elétricos 
(C) Extintor Calsse C (D) metais pirofóricos 
(D) Extintor Classe D (A) papel, algodão, madeira. 
7) Os equipamentos de segurança em laboratório incluem (marque V para verdadeiro e F 
para falso): 
(V) jaleco 
(F) lentes de contato 
(V) óculos de segurança 
(F) chinelos 
(F) bermudas e saias 
(V) cabelos longos presos 
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DIAGRAMA DE PERIGO OU DIAGRAMA DE HOMMEL 
O Diamante de Hommel ou diagrama de Hommel é uma simbologia aplicada em 
diversos países que busca mostrar o nível de periculosidade dos elementos químicos 
presentes em um produto. Embora não informe quais as substância químicas presentes no 
local, ele mostra de forma simples os tipos e os graus de risco determinados pela 
representação em cores. Em um rótulo, ele permite uma ideia rápida a respeito do manuseio 
do conteúdo representado. 
Os quadrados presentes no painel diamante de Hommel são apresentados pelas cores 
branco, azul, amarelo e vermelho. Respectivamente elas expressam riscos específicos, risco 
à saúde, reatividade e inflamabilidade. As etiquetas Diamante Hommel para classificação 
de produto químico apresentam quadrados e números como referência ao tipo e graudo 
risco, variando entre 0 e 4. 
 
 
 
10 
RECONHECIMENTO DE ALGUNS MATERIAIS USADOS EM LABORATÓRIO 
A execução de qualquer experimento na Química envolve geralmente a utilização 
de uma variedade de equipamentos de laboratório, a maioria muito simples, porém, com 
finalidades específicas. O emprego de um dado equipamento ou material depende dos 
objetivos e das condições em que a experiência será executada. Contudo, na maioria dos 
casos, a seguinte correlação pode ser feita: 
A tabela baixo mostra vários equipamentos de vidro, cerâmica, plástico e ferro mais 
usados em laboratórios de química. 
 
APARELHAGENS BÁSICAS USADAS EM LABORATÓRIO DE QUÍMICA 
 
Agitador Magnético - Utilizado no preparo de soluções e em reações 
químicas quando se faz necessário uma agitação constante ou aquecimento. 
 
Almofariz com Pistilo - Usado na trituração e pulverização de sólidos em 
pequena escala. 
 
Alonga - Serve para conectar o condensador ao frasco coletor nas 
destilações, direcionando o fluxo de líquido. Usado como suporte do funil 
na filtração. 
 
Anel ou Argola - Preso à haste do suporte universal, sustenta o funil na 
filtração. 
 
Balão de Destilação - É utilizado em destilações simples ou fracionado; o 
braço do balão é então ligado ao condensador. 
 
11 
Balão De Fundo Chato - Utilizado como recipiente para conter líquidos ou 
soluções, ou mesmo, fazer reações com desprendimento de gases. Pode ser 
aquecido sobre o tripé e a manta aquecedora. 
 
Balão de Fundo Redondo - Utilizado principalmente em sistemas de 
refluxo e evaporação a vácuo, acoplado a um rota evaporador. Utilizado 
também em reações com desprendimentos gasosos. 
 
Balão Volumétrico - Possui volume definido e é utilizado para o preparo 
de soluções com precisão em laboratório. É utilizado para preparo de 
soluções e para medir com precisão um volume único e fixo descrito no 
balão. 
 
Bastão de Vidro - Serve para agitar ou transferir líquidos de um recipiente 
a outro. Ela é feita de vidro para não causar uma reação química na 
substância em questão. 
 
Béquer - É de uso geral em laboratório, servindo para dissolver substâncias, 
efetuar reações químicas, aquecer líquidos, etc. Também pode ser aquecido 
utilizando o bico de Bunsen em conjunto com a manta aquecedora. 
 
Bico de Bunsen - É a fonte de aquecimento utilizada no laboratório. Não 
devem ser utilizadas substâncias inflamáveis. 
 
Bureta - É um equipamento calibrado para medir o volume de líquidos 
precisamente. Ela é graduada em décimos de milímetro e é muito utilizada 
em titulações. 
 
12 
Cadinho - Geralmente é feito de porcelana. Serve para calcinação 
(aquecimento a seco e muito intenso) de substâncias. Poder ser colocado em 
contato direto com a chama do bico de Bunsen. Suporta altas temperaturas 
(acima de 500°C), dependendo do material que foi construído, ferro, 
chumbo, platina ou porcelana. 
 
Cápsula de Porcelana - Peça de porcelana usada para evaporar líquidos das 
soluções e na secagem de substâncias. Podem ser utilizadas em estufas 
desde que se respeite o limite de no máx. 500°C. 
 
Condensador - Utilizado na destilação tem como finalidade condensar 
vapores gerados pelo aquecimento de líquidos. Os mais comuns são os de 
Liebig (retos), mas há também o de bolas e de serpentina. É comumente 
utilizado em conjunto com o balão de destilação. 
 
Conta Gotas 
Utilizado quando se deseja adicionar a uma reação/solução apenas algumas 
gotas de um determinado líquido, que pode ser um indicador, ou solvente, 
etc. 
 
Dessecador - Usado para guardar substâncias em atmosfera com baixo 
índice de umidade. Nele se guardam substâncias sólidas para secagem. Sua 
atmosfera interna deve conter baixo teor de umidade, para isso, em seu 
interior são colocados agentes secantes, como sílica gel. 
 
Erlenmeyer - Tem as mesmas finalidades que o béquer ao fazer titulações, 
aquecer líquidos e dissolver substâncias, dentre outras, mas tem a vantagem 
de permitir a agitação manual – o seu afunilamento em cima anula o risco 
de perda de material. 
 
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Espátulas e Colheres - Utilizadas para transferência de sólidos, são 
encontradas em aço inox, porcelana, níquel, osso e precipitados. 
 
Estante para Tubos de Ensaio - É usada para suporte dos tubos de ensaio. 
 
Estufa - Com controle de temperatura através de termostato é utilizada para 
a secagem de material; costuma alcançar até 300°C. 
 
Funil de Buchner - Acoplado ao kitassato e munido de papel de filtro é 
usado nas filtrações a vácuo. 
 
Funil Haste Longa - Ele é feito de vidro e é utilizado na transferência de 
substâncias entre recipientes e na filtragem de substâncias como o auxílio de 
um filtro de papel. 
 
Funil de Separação - O funil de bromo é utilizado para separar líquidos 
não miscíveis, ou seja, através da decantação. A torneira embutida nele 
permite que seja separado com facilidade. 
 
14 
Garra de Condensador - Espécie de braçadeira que prende o condensador 
ou outras peças, como balões, erlenmeyers e outros à haste do suporte 
universal. 
 
Garra Dupla - Utilizada para fixar buretas durante a utilização. 
 
Kitassato - Utilizado em conjunto com o funil de Büchner em filtrações a 
vácuo. Compõe a aparelhagem das filtrações a vácuo. Sua saída lateral se 
conecta a uma trompa de vácuo. É utilizado para uma filtragem mais veloz, 
e também para secagem de sólidos precipitados. 
 
Manta Aquecedora - Equipamento usado juntamente com um balão de 
fundo redondo; é uma fonte de calor que pode ser regulada quanto à 
temperatura. 
 
Medidor de pH - Também chamado de pHmetro, mede o pH de uma 
solução. É constituído basicamente por um eletrodo e um circuito 
potenciômetro. 
 
Mufla - A mufla é um aparelho que produz altas temperaturas. É utilizada 
na calcinação de substâncias por aquecimento até 1800ºC. 
 
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Papel Filtro - Serve para separar sólidos de líquidos. O filtro deve ser 
utilizado no funil comum. 
 
Pinça de Madeira - Utilizada para segurar tubos de ensaio em 
aquecimento, evitando queimaduras nos dedos. 
 
Pinça Metálica ou Tenaz - Serve para manipular objetos aquecidos. 
 
Pipeta Graduada - Utilizada para medir pequenos volumes. Mede volumes 
variáveis. Não pode ser aquecida e não apresenta precisão na medida. Mede 
volumes variáveis e não pode ser aquecida. 
 
Pipeta Pasteur - Usada para lavagem de vidrarias com solventes não 
aquosos ou então para transferências. 
 
Pipeta Volumétrica - Usada para medir e transferir volume de líquidos, 
não podendo ser aquecida, pois possui grande precisão de medida. Mede um 
único volume, o que caracteriza sua precisão. 
 
16 
Pipetador tipo Pera - Acoplado a uma pipeta ajuda a “puxar” e a “expelir” 
pequenos volumes de líquidos. 
 
Pisseta ou Frasco Lavador - Frasco de plástico usado para lavagens de 
materiais ou recipientes através de jatos de água, álcool ou outros solventes. 
 
Placa de Petri - Peças de vidro ou plástico. Utilizadas para desenvolver 
meios de cultura bacteriológicos e para reações em escala reduzida e 
também para observar a germinação das plantas e de grãos de pólen ou o 
comportamento de pequenos animais, entre outros usos. 
 
Proveta Graduada - A proveta é um instrumento preciso e, portanto, 
altamente recomendado para medição de líquidos. Pode ser encontrada em 
volumes de 25 até 1000ml. Não pode ser aquecida. 
 
Suporte Universal - É empregado na sustentação de peças e sistemas. Ele 
pode segurar, por exemplo, a bureta ou o funil de bromo. 
 
Termômetro - Mede a temperatura de substâncias ou do ambiente. 
 
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Triângulo de Porcelana - Suporte para cadinhos de porcelana colocados 
em contato direto com a chama do bico de Bunsen. 
 
Tripé - Apoio para efetuar aquecimentos de soluções em vidrarias diversas 
de laboratório. É utilizado em conjunto com a manta aquecedora. 
 
Trompa de Vácuo - Dispositivo de vidro ou metal que se adaptam à 
torneira deágua, cujo fluxo arrasta o ar produzindo “vácuo” no interior do 
recipiente ao qual estão ligados. Elas possuem um único sentido de 
passagem de água, por isso deve-se cuidar para a indicação no aparelho da 
posição que ficará para baixo. 
 
Tubo de Ensaio - Nele podem ser feitas reações em pequena escala e pode 
ser aquecido diretamente sob a chama do bico de Bunsen. 
 
Vidro de Relógio - Peça de Vidro de forma côncava é usado em análises e 
evaporações em pequena escala, além de auxiliar na pesagem de substâncias 
não voláteis e não higroscópicas. Não pode ser aquecida diretamente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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ANOTAÇÕES 
 
 
 
 
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PRÁTICA 02 – DETERMINAÇÃO DA MASSA E DE VOLUME DE MATERIAIS 
 
 
OBJETIVOS 
 Familiarizar-se com técnicas de medida de massa e medição de volumes. 
 Utilizar algarismos significativos. 
 Distinguir precisão e exatidão. 
 
EXATIDÃO E PRECISÃO 
Um erro de medida ocorre quando há uma diferença entre o valor real e o valor 
experimental. Vários fatores introduzem erro sistemático ou determinado (erros no sistema 
que podem ser detectados e eliminados). Por exemplo: equipamentos não calibrados, 
reagentes impuros e erros no equipamento. A medida é também afetada por erros 
indeterminados ou aleatórios (erros que estão além do controle do operador). Estes incluem 
o efeito de fatores como: pequenas variações de temperatura durante uma experiência, 
absorção de água enquanto estão sendo pesadas, diferenças em julgamento sobre a 
mudança de cor do indicador ou perda de pequenas quantidades de material ao transferir, 
filtrar ou em outras manipulações. 
Erros aleatórios podem afetar uma medida, assim um resultado poderá ser ligeiramente 
maior ou menor do que o valor real. A precisão de uma medida se refere à concordância 
entre diferentes determinações de uma mesma medida. Como erros aleatórios não 
podem ser completamente eliminados, a perfeita precisão ou reprodutibilidade nunca é 
esperada. 
Exatidão é uma concordância entre o valor medido e o real. Para calcular o erro em 
uma medida deve-se saber o valor real. Isto raramente é possível, pois normalmente não se 
sabe o valor real. A precisão depende mais do operador e a exatidão depende tanto do 
operador quanto do instrumento da medida. 
Ao se efetuar as pesagens é importante especificar o erro correspondente. Por exemplo, 
ao se proceder três pesagens de um mesmo corpo, cujos resultados sejam: 
 1,234 ( 0,001) 
 1,233 ( 0,001) 
 1,233 ( 0,001) 
Esta seria a maneira correta de se expressar a massa de um corpo. A sua média seria 
1,233 ( 0,001). 
 
 
MEDIDAS DE MASSA 
As balanças são instrumentos para medir massas. A massa de um corpo é 
determinada por comparação com massas conhecidas de uma balança. As etapas envolvidas 
na utilização de uma balança são: acerto do nível, do zero, pesagem em si e leitura da 
massa. 
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O manuseio de uma balança requer certos cuidados, pois são instrumentos delicados 
e de alto custo. Para permanecerem em bom estado e condições de uso recomendam-se os 
seguintes cuidados gerais: 
 
 Manter a balança limpa. 
 Não colocar os reagentes diretamente sobre o prato da balança. 
 Os objetos a serem pesados devem estar limpos, secos e na temperatura 
ambiente. 
 Os objetos devem ser colocados e retirados com a pinça e não com a mão, a 
não se que se utilize luvas de látex, de forma adequada nas mãos (Professor 
fará instrução). 
 O operador ou outra pessoa qualquer não deve se apoiar sobre a mesa. 
 
 
MEDIDAS DE VOLUME 
Para realizar a medida do volume de líquidos, é necessária a escolha do recipiente 
em função da precisão e da quantidade de material que se deseja medir. Além disso, deve 
ser observada também a limpeza do material, deve ser feita a aferição se necessária, o 
acerto correto do menisco e o escoamento para transferência do líquido deve ser feito 
lentamente, com a ponta encostada no frasco. A pipeta não deve ser soprada. 
De modo geral, para medidas aproximadas de volumes líquidos, usam-se provetas. 
Enquanto que para medidas precisas usam-se pipetas, buretas e balões volumétricos, que 
constituem o chamado material volumétrico. Aparelhos volumétricos são calibrados pelo 
fabricante e a temperatura padrão de calibração é de 20 ºC. 
 
Leitura: em materiais de vidro usados para medir volume em análise, o líquido a ser 
medido forma uma curvatura (meia-lua), chamado menisco. A leitura correta deve ser feita 
sempre na parte inferior do menisco, além disso, deve-se ficar com o olho alinhado (na 
mesma altura) com este ponto em que o menisco tangencia a medida desejada, conforme 
mostrado na figura. 
 
 
21 
EXPERIMENTO 1 - DENSIDADE DE SÓLIDOS 
 
1. Utilizando a técnica correta, medir a massa de 02 diferentes materiais fornecidos pelo 
Professor e anotar sua massa no quadro abaixo. Considere sempre os algarismos 
significativos e os duvidosos. 
 
 Amostra 1 Amostra 2 
Massa da amostra (g) 
Volume inicial (V1, ml) 
Volume final (V2, ml) 
Volume da amostra (V, cm3) 
Densidade (, g/ cm3) 
 
2. Colocar água em uma proveta, de maneira que quando colocar a amostra, esta fique 
completamente coberta pela água. Anotar o volume (V1) na tabela, considerando os 
algarismos significativos e os duvidosos. 
3. Mergulhar cuidadosamente a amostra na proveta (de preferência inclinada) 
4. Se houver bolhas no líquido, agitar cuidadosamente até o seu desaparecimento. 
5. Realizar a leitura do volume final (V2) e anotar na tabela. 
6. O volume é medido em mililitros (ml), porém vamos considerar 1 ml como 1 cm3, 
apesar de haver discreta variação do volume com a temperatura. 
 
 
EXPERIMENTO 2 - DENSIDADE DE LÍQUIDOS E SOLUÇÕES 
 
1. Pegar um balão (picnômetro) vazio, limpo e seco, sem tocá-lo diretamente com as 
mãos, ou, utilizando luvas de látex, corretamente colocadas nas mãos, isto é, sem 
contato com as mãos, na parte externa. Observar seu volume, V (cm3) e anotar no 
quadro abaixo. 
2. Medir a sua massa em balança semi-analítica, m1 (g). Se for picnômetro medir sempre 
com a tampa. 
 Amostra 3 
Massa do balão vazio (m1, g) 
Volume da amostra (V, cm3) 
Massa do balão cheio (m2, g) 
Massa da amostra (m, g) 
Densidade (, g cm-3) 
 
3. Enchê-lo totalmente com a amostra 3 (álcool comercial, no nosso caso). 
4. Colocar a tampa, deixando sair o líquido excesso. Secar o balão com papel absorvente. 
5. Medir a massa do balão cheio, m2 (g) e anotar na tabela. 
6. Anotar a temperatura ambiente (pode ser fornecida pelo Professor). 
7. Devolver a amostra 4 ao recipiente inicial. 
22 
EXPERIMENTO 3 – CALIBRAÇÃO DO BALÃO VOLUMÉTRICO 
 
1. Anote a massa do balão vazio, limpo e seco (já medido no experimento 2). 
2. Lavar o balão com água destilada. Descartar a água na pia. Repetir o processo. 
3. Após isso, encher com água destilada, até o menisco. Tampar, se for picnômetro. 
4. Medir a massa na mesma balança utilizada anteriormente. 
5. Verificar a temperatura da água (pode ser fornecida pelo Professor). 
6. Calcular o volume do balão através da divisão da massa de água pela densidade absoluta 
da água tabelada correspondente à temperatura de trabalho, V = m/d. 
 
 Água 
Massa do balão vazio (m1, g) 
Massa do balão cheio (m2, g) 
Massa da amostra (m, g) 
Temperatura (ºC) 
Densidade na temperatura medida (g cm-3) 
Volume real de amostra (V, cm3) 
 
Obs: corrigir o volume do experimento 02, pelo volume real. 
 
 
 
TRATAMENTO DOS DADOS OBTIDOS E QUESTÕES: 
 
Para a análise dos dados devem ser utilizados os dados de densidade de toda a turma. 
 
1) Colocar os resultados obtidos em uma tabela indicando a média aritmética das medidas 
e o erro correspondente a cada instrumento utilizado. 
2) Por que é aconselhável fazer mais de uma determinação para cada medida? 
3) Por que é interessante utilizar sempre a mesma balança para realizar as medidas de um 
mesmo experimento? 
4) Qual a precisãoe qual a exatidão dos resultados de cada amostra. Dê uma explicação 
para as diferenças encontradas nesses resultados. 
5) Por que em alguns casos, há diferenças nas medidas dos mesmos volumes com 
vidrarias diferentes? 
6) Quais os prováveis materiais presentes em cada uma das amostras? 
 
 
 
 
 
23 
ANOTAÇÕES 
 
 
 
 
24 
 
PRÁTICA 03 – CONDUTIBILIDADE ELÉTRICA 
 
OBJETIVOS 
 Reconhecer em que situações cada substância conduz ou não eletricidade. 
 Reconhecer eletrólitos fortes e fracos. 
 
Características 
 compostos Iônicos 
- Sólidos em condições ambientes 
- Duros e quebradiços 
 - Possuem alto Ponto de Fusão e Ponto de Ebulição 
 - Conduzem corrente elétrica quando fundidos ou em solução aquosa 
 
 Compostos moleculares 
- baixos pontos de fusão e ebulição 
 - a maioria não conduz eletricidade 
 
 Compostos covalentes 
- Altos pontos de fusão 
 - a maioria não conduz eletricidade 
 
 Compostos metálicos 
- brilho característico 
- maleáveis, dúcteis 
- bons condutores de calor e eletricidade. 
 
 Eletrólitos fortes e fracos: 
Um eletrólito é toda substância que, ao dissolver-se em água, fornece íons à 
solução. Como consequência a solução torna-se condutora de eletricidade quando dois 
eletrodos conectados aos pólos de uma bateria são mergulhados na solução. 
Os não eletrólitos, por sua vez, são as substâncias que não liberam íons em solução - 
as partículas de soluto dispersas são neutras (sem carga elétrica). Estas soluções não 
conduzem eletricidade. 
Há duas categorias de eletrólitos: os eletrólitos fortes (como a maioria dos sais e os 
ácidos e bases fortes), e os eletrólitos fracos, como os ácidos e bases fracas. Os eletrólitos 
fortes sofrem dissociação completa em solução, enquanto que nos eletrólitos fracos 
somente uma parte das moléculas se dissocia. Um exemplo de eletrólito fraco é o ácido 
fluorídrico cuja solubilização em água pode ser representada pela equação abaixo: 
25 
 
HF (aq) + H2O (l)  H3O
+ (aq) + F
- (aq) 
 
Como a ligação H-F é relativamente forte, apenas uma pequena parte das moléculas 
de fluoreto de hidrogênio dissolvidas dissociam-se em íons hidroxônio e fluoreto 
hidratados. Em soluções de HF 1,0 mol/L, por exemplo, em média 97% das moléculas 
dissolvidas permanecem na forma molecular, e apenas 3% dão origem aos íons hidratados. 
Por causa deste tipo de comportamento, que caracteriza os eletrólitos fracos, as soluções 
destes eletrólitos apresentam condutividade elétrica relativamente baixa. 
 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Materiais Reagentes 
 Aparelho para teste de 
condutividade elétrica, com lâmpada 
de 220 V e 25 W ou menos; 
 Metais para teste de condutividade 
elétrica (ferro, zinco, alumínio, 
cobre, magnésio); 
 Conta gotas; 
 2 copos de béquer de plástico de 25 
mL; 
 Placa de Petri. 
 Proveta de 10mL. 
 Água deionizada; 
 Cristais grandes de NaCl ou sal grosso; 
 Sacarose sólida ou açúcar cristal comum; 
 Solução de carbonato de sódio 0,1 mol/L; 
 Solução de ácido clorídrico 0,1 mol/L 
 Solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L 
 Solução de Ácido acético 0,1 mol/L; 
 Placa de cobre, alumínio, zinco, ferro. 
 Madeira e vidro. 
 
 
a) Para realizar esta atividade utiliza-se um aparelho para 
teste de condutividade elétrica, semelhante ao mostrado 
na figura. Como medida de segurança, previne-se para 
não encostar com os pólos do aparelho naquilo que possa 
constituir em fio terra: as torneiras e os encanamentos 
d’água e eventualmente as armações de metal das janelas. 
E jamais tocar nos bocais metálicos das lâmpadas e dos 
suportes. 
OBS 1: Todos os béqueres para o teste devem ter o mesmo diâmetro. O padrão de teste 
(distância entre os terminais) deve ser sempre o mesmo. Porém, se a lâmpada não 
acender, aproxime gradualmente os terminais, sem encostá-los. Observe se a 
lâmpada fica incandescente e/ou se há desprendimento de gás nos eletrodos. O 
padrão de brilho pode ser aquele da lâmpada, com o contato dos próprios fios de 
cobre, ou seja: dos terminais em contato. 
 
Fig. 5.1 – aparelho para teste de 
condutividade elétrica. 
26 
a) Coloque água deionizada cobrindo apenas o fundo do recipiente (cerca de 0,5 cm de 
altura). Aproxime e faça o teste conforme instruído acima. Anote os resultados. Também 
faça o mesmo teste com a água da torneira. 
OBS 2: Nos dois primeiros testes “a” e “b” já é possível observar uma diferença! A água 
deionizada (sem íons estranhos) com certeza não conduz eletricidade suficiente 
para acender uma lâmpada de 25 watts (vai ser visto adiante que a própria água 
forma pequena quantidade de íons, mas não o suficiente para confirmar este teste). 
A água da torneira geralmente contém íons ou cargas elétricas (+) e (-) suficientes 
para acender (fracamente) a lâmpada de 25 W, ou ao menos formar gás nos 
eletrodos. Pode-se testar com uma lâmpada de potência menor, tal como 15 W. 
b) Colocar uma espátula de NaCl(s), em um béquer e meça a condutibilidade. Após coloque 
o mesmo em água destilada (aproximadamente 100 mL), e teste a condutividade. 
Realize o mesmo procedimento com o açúcar. 
c) Em um béquer de 100 mL colocar aproximadamente 10 mL de ácido acético 0,1 
mol/L e teste a condutibilidade. Faça o mesmo para as soluções de ácido clorídrico, 
hidróxido de sódio e sulfato de sódio. 
d) Testar a condutibilidade de uma placa de cobre, zinco, alumínio e ferro e em seguida 
com um pedaço de madeira ou vidro. 
 
 
Questões: 
1 – Quais substâncias conduzem eletricidade no estado sólido e se estivessem no estado 
líquido (fundidas) conduziriam eletricidade? Por quê? 
2 – Quais substâncias não conduzem eletricidade no estado sólido e se estivessem no 
estado líquido (fundidas) conduziriam eletricidade? Por quê? 
3 – Quais substâncias não conduzem eletricidade no estado sólido nem em estado líquido 
ou solução? Por que? 
3 – Porque a água deionizada não conduz corrente elétrica e a água da torneira conduz? 
4 – Porque algumas soluções (cloretos, hidróxidos, etc.), passam a conduzir corrente 
elétrica, se antes da formação da solução as substâncias não eram condutoras? 
5 – O que são eletrólitos? O que são não-eletrólitos? O que significa eletrólitos fortes e 
eletrólitos fracos? Classifique as substâncias utilizadas no experimento como eletrólitos 
fortes, fracos ou não eletrólitos. 
6 – Explique por que com a solução de ácido acético a lâmpada ascendeu fracamente e com 
a solução de ácido clorídrico acendeu fortemente. 
7- Baseado nas experiências realizadas, complete o quadro abaixo com todos os 
componentes testados. 
27 
Tabela 2 – Resultados do experimento de Condutibilidade elétrica. 
Compostos 
Condutibilidade elétrica 
Presença de íons? 
Quais? 
Tipo de composto 
(iônico, molecular, 
metálico) 
Estado 
sólido 
Solução 
aquosa 
Líquido 
Sal de cozinha 
Açúcar 
Hidróxido de 
sódio 
 
Cloreto de 
amonio 
 
Ácido Clorídrico 
Carbonato de 
sódio 
 
Cobre 
Zinco 
Alumínio 
Ferro 
Vidro 
Madeira 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
28 
ANOTAÇÕES 
 
 
 
 
 
29 
PRÁTICA 04 – POLARIDADE 
 
EXPERIMENTO 1 - EXPLORANDO A QUÍMICA NA DETERMINAÇÃO DO 
TEOR DE ÁLCOOL NA GASOLINA 
 
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 
A utilização do petróleo como fonte de energia foi essencial para garantir o 
desenvolvimento industrial verificado durante o século XX. Através da sua destilação 
fracionada, podem-se obter vários produtos derivados de grande importância econômica, 
tais como o gás natural, o querosene, o diesel, os óleos lubrificantes, a parafina e o asfalto. 
Mas a fração do petróleo que apresenta maior valor comercial é a gasolina, tipicamente 
uma mistura de hidrocarbonetos saturados que contém de 5 a 8 átomos de carbono por 
molécula (Morrison e Boyd, 1996; Solomons, 1996). 
Sempre que ocorre instabilidade no preço do petróleo, com sucessivosaumentos do 
preço de seus derivados, a gasolina ganha ainda mais evidência na mídia. A qualidade da 
gasolina comercializada no Brasil tem sido constante objeto de questionamento; assim, a 
determinação da sua composição é importante, devido a algumas formas de adulteração 
com solventes orgânicos que prejudicam os motores dos automóveis. 
Um componente presente exclusivamente na gasolina brasileira que merece 
destaque especial é o etanol. Seu principal papel é atuar como antidetonante (Feltre, 2000; 
Peruzzo e Canto,1999), em substituição ao chumbo tetraetila, que está sendo banido devido 
à sua elevada toxicidade. 
A quantidade de etanol presente na gasolina deve respeitar os limites estabelecidos 
pelo Ministério da Agricultura, Pecuária e Abastecimento, através da Portaria MAPA no 75, 
de 05/03/2015, que é de 27% para a gasolina comum e 25% para a gasolina premium. 
A falta ou excesso de álcool em relação aos limites estabelecidos pela ANP 
compromete a qualidade do produto que chega aos consumidores brasileiros. Assim, avaliar 
a composição da gasolina, verificando se o teor de álcool está adequado, é uma atitude 
muito importante. A determinação do teor de etanol na gasolina através da extração com 
água é conhecida e utilizada como experimento em escolas do Ensino Médio, com o 
objetivo de aplicar ou ilustrar conceitos relacionados com medidas quantitativas, como o 
teor expresso em porcentagem. A interpretação dos fenômenos que ocorrem durante o 
experimento, considerando a estrutura das moléculas envolvidas, também pode ser 
explorada para permitir ao aluno estabelecer relações entre as propriedades físicas, como, 
solubilidade e densidade, e a sua utilização no processo de identificação e quantificação de 
substâncias químicas dos materiais. 
 
OBS: Prática retirada da Revista Nova na Escola. 
30 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Adicione 5,0 mL de água destilada à proveta de 10 mL; registre o volume obtido. 
Em seguida, adicione 5,0 mL de gasolina; registre o volume final obtido. Agite a mistura 
heterogênea formada com bastão de vidro durante 1 minuto. Aguarde 2 minutos, e, após a 
nítida separação entre as fases, registre o volume da fase aquosa. 
O volume da fase aquosa que inicialmente era 5,0 mL, sofre um aumento após a 
mistura com a fase orgânica. A porcentagem de etanol presente na gasolina pode ser 
calculada a partir desse aumento do volume da fase aquosa. 
 
Questões: 
1 - Por que a gasolina e a água formam duas fases quando adicionadas? 
2- De acordo com os conceitos de polaridade, explique por que o álcool que estava 
dissolvido inicialmente na gasolina ficou dissolvido na água? 
3- Calcule a porcentagem de álcool existente na gasolina analisada e diga se esta se 
encontra dentro dos padrões estabelecidos por lei. 
4 – É possível separar o querosene (mistura de hidrocarbonetos) de uma mistura 
querosene/gasolina utilizando esse procedimento? Justifique. 
 
 
 
EXPERIMENTO 2 - POLARIDADE E SOLUBILIDADE 
 
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 
 Uma molécula é polar ou polarizada, quando apresenta uma região com maior carga 
positiva e outra com maior carga negativa, estando essas regiões da molécula separadas por 
certa distância. Uma molécula que não apresenta essas regiões é considerada apolar. A 
solubilidade está associada a polaridades das substâncias. 
 
 
 Objetivo 
Identificar substâncias polares e apolares usando solvente polar e apolar. 
 
31 
 MATERIAIS 
Tubos de ensaio, Conta-gotas, 
Espátula 
 
Água, Naftaleno, Cloreto de sódio, Óleo 
de cozinha ou graxa, iodo, sacarose, 
gasolina ou querosene 
 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
1. Etiquetar 10 tubos de ensaio; cinco rotulados com água e cinco com rótulo de querosene 
ou gasolina. 
2. Colocar 2 mL de água nos cinco tubos correspondentes e 2 mL de querosene ou 
gasolina nos demais. 
3. Adicionar uma ponta da espátula de cloreto de sódio (sal de cozinha) em um tubo 
contendo água e igual porção no tubo contendo querosene ou gasolina. 
4. Agitar, observar e anotar na tabela. 
5. Repetir os procedimentos 3 e 4 usando as demais substâncias. Se a substância a ser 
testada for líquida, use vinte gotas. Completar a tabela. 
 
 Água Querosene ou gasolina 
Cloreto de sódio 
Óleo ou graxa 
Naftalina 
Iodo 
Sacarose 
 
6) Misturar 1 mL de água, 1 mL de querosene ou gasolina e um cristal de iodo. Agitar e 
observar 
 
 
Questões para discussão 
1. O que é um composto polar? E apolar? Explique/diferencie. 
2. Que substâncias podem ser dissolvidas em solventes polares? Por que? 
3. Que substâncias podem ser dissolvidas em solventes apolares? 
4. Quantas fases apresentam o sistema iodo, água e querosene ou gasolina? Explique. 
 
32 
ANOTAÇÕES 
 
 
 
 
33 
PRÁTICA 05 – USO DE INDICADORES 
 
OBJETIVOS 
 Familiarizar-se com as substâncias que atuam como indicadores. 
 Listar os indicadores ácido-base mais utilizados em laboratórios destacando suas 
respectivas colorações. 
 
 
ÁCIDOS E BASES 
Os primeiros químicos aplicaram o termo ácido a substâncias que tinham um sabor 
azedo acentuado. O vinagre, por exemplo, contém ácido acético, CH3COOH. Soluções 
aquosas de substâncias eram chamadas de bases se fossem reconhecidas pela sensação de 
ensaboadas. Felizmente, há maneiras menos perigosas de reconhecer ácidos e bases. Por 
exemplo, os ácidos e as bases mudam a cor de certos corantes conhecidos como 
indicadores. Um dos indicadores mais famosos é o tornassol, um corante vegetal obtido de 
um líquen. Soluções aquosas de ácidos tornam o tornassol vermelho; soluções aquosas de 
bases, que são também conhecidas como alcalinas, o deixam azul. 
Por que precisamos conhecer este assunto? 
Ácidos e bases são os dois tipos mais comuns de substâncias no laboratório e no 
mundo cotidiano. Precisamos saber como reconhecê-los, quais são as suas reações 
características e por que eles são substâncias químicas tão importantes. A conservação das 
concentrações dos ácidos e das bases dentro de certos limites em células de plantas e de 
animais é necessária para a sobrevivência dos organismos vivos, e que o controle da acidez 
das águas da chuva, das águas naturais dos lagos e rios, e da água corrente fornecida nas 
cidades é necessário para manter a sociedade humana. 
 
 
INTRODUÇÃO 
 
Indicadores ácido-base são substâncias geralmente orgânicas que mudam sua 
coloração de acordo com a concentração de íons H+ / OH-, presentes na solução. 
Os papéis indicadores ácido-base podem se apresentar contendo apenas uma 
substância indicadora, como é o caso do papel tornassol, ou então conter uma mistura 
de diversas substâncias indicadoras, por exemplo, papel indicador universal. 
Quando se usa o indicador sob forma de papel utiliza-se um vidro de relógio e sobre 
este coloca-se pequenos pedaços de papel indicador. Umedece-se o papel com auxílio de 
um bastão de vidro molhado na solução a ser testada. Observa-se a coloração adquirida em 
30 segundos. Anota-se a coloração. 
Os indicadores podem ser químicos ou naturais. Os indicadores naturais são por 
exemplo: chá-mate, hibisco, repolho roxo, beterraba, romã, flor de acácia e etc. 
34 
Tabela 5- Variação de cores dos indicadores nas faixas de pH: 
Indicador Faixa de pH Variação de cor 
Azul de timol 1,2 a 2,8 Vermelho para amarelo 
Alaranjado de metila 3,1 a 4,5 Vermelho para amarelo 
Vermelho de metila 4,2 a 6,3 Vermelho para amarelo 
Azul de bromotimol 6,0 a 7,6 Amarelo para azul 
Azul de timol 8,0 a 9,6 Amarelo para azul 
Alizarina 10,0 a 12,1 Amarelo para vermelho 
Fenolftaleína 8,2 a 10 Incolor para carmim 
 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 1.1) Colocar 3 ml de água destilada em 5 tubos de ensaio. Numerar os tubos de 1 a 5, 
colocar 1 mL das substâncias abaixo: 
 
Tubo 1 2 3 4 5 
Indicador HCl NaOH NaCl NH4Cl Na2CO3 
 
 
 
 
 
 
Testar as soluções acima obtidas com: papel indicador universal e gotas de fenolftaleína. 1.2) Colocar 1 mL de solução ácida em três tubos de ensaio separadamente e testar 
com os indicadores disponíveis, anotando a coloração de cada um deles. 
 1.3) Proceda como no item 1.2, porém substituindo a solução ácida por uma básica. 
 1.4) Proceda como no item 1.3, porém usando agora a solução de cloreto de sódio. 
 1.5) Proceda como no item 1.4, porém usando agora a solução de carbonato de sódio. 
 1.6) Proceda como no item 1.5, porém usando agora cloreto de amônio. 
 
EXERCÍCIOS 
 
1. Relacionar a característica ácido/básica com a cor dos indicadores na solução. Ou, 
quais os íons responsáveis pela mudança de coloração dos indicadores (citar cor e 
íon)? 
2. O que significa meio ácido? E meio básico? E meio neutro? 
3. Escreva as equações das reações de dissociação de cada uma das amostras. 
4. Por que o carbonato de sódio e o cloreto de amônio se diferenciam do cloreto de 
sódio, já que todos são classificados como sais? 
5. Escreva as equações das reações de hidrólise provocadas do carbonato de sódio e o 
cloreto de amônio. 
35 
 
PRÁTICA 06 – REAÇÕES QUÍMICAS I 
 
Muitas reações químicas utilizam aquecimento, uma das fontes de aquecimento é 
bico de Bunsen, para isto deve-se aprender a manuseá-lo. O bico de Bunsen consta de uma 
base de metal que contém o orifício que injeta o gás no tubo e a rosca que a liga ao tubo. 
Nesse tubo consta uma janela para entrada de ar que regula a quantidade de ar que vai 
reagir com o gás na hora da queima. 
Quando as janelas estão fechadas, o gás somente se mistura com o ar após sair pela 
boca do tubo e devido ao pouco oxigênio misturado com o gás, ocasiona uma combustão 
incompleta, desprendendo fuligem, além da chama ser grande e amarela. Essa chama inicial 
é “fria” e não é eficiente no aquecimento de materiais. Quando as janelas estão abertas, o 
gás se mistura com o ar dentro do tubo, a quantidade de ar é, então, suficiente para que se 
processe uma combustão completa, com chama azul e “quente”. 
 
Para acender o bico de Bunsen siga os passos adiante: 
 Feche as janelas do bico de Bunsen. 
 Acenda o fósforo sobre o bico, abra a torneira de gás e após, regule lentamente a 
quantidade de gás na válvula do bico. 
 Abra vagarosamente as janelas, até que a chama torne-se azul, o que indica uma 
combustão completa. 
 
Outra questão a ser verificada é sobre as regiões oxidantes e redutoras da chama, 
conforme indicado na figura abaixo. 
Zona oxidante: região azul-violeta pálida, quase imperceptível, onde os gases sofrem 
combustão completa. 
Zona redutora: região luminosa, onde os gases sofrem combustão incompleta. 
Zona neutra: zona onde os gases não sofreram ainda combustão. 
 
 
 
 
 
 
OBJETIVOS 
 Identificar tipos de reações químicas; 
 Diferenciar as características 
 Realizar procedimentos adequados na caracterização de substâncias. 
36 
APARELHAGEM REAGENTES: 
 Tubos de ensaio e escova para os tubos 
 2 Erlenmeyer e rolha 
 1 copo de béquer de 20 mL 
 vidro de relógio 
 Fio de cobre (anel) e pregos pequenos 
 Alicate, espátula 
 Pinça ou tenaz 
 Conta gotas (Pasteur) 
 Canudo de refrigerante 
 Aparelho para teste de condutividade 
 Pisseti, fósforo 
 
 indicador fenolftaleína 
 indicador vermelho de metila (ou 
azul de bromotimol) 
 solução HCl 1 mol/L 
 fita de magnésio 
 Enxofre sólido (S(s)) 
 CaO(s) 
 Água de cal 
 
 
 
EXPERIMENTO 1 – Combustão de um metal 
 
1. Segurar um pedaço de Mg(s) com tenaz ou sobre uma espátula metálica e conduzi-lo à 
chama do bico de bunsen, até iniciar a sua combustão. 
2. Retirar da chama do bico de bunsen, mas não olhar diretamente para a chama branca. 
Esperar esfriar. 
 
Anotar sempre nos quadros as características dos reagentes e dos produtos, como: 
cor, estado físico, solubilidade, condutibilidade elétrica (fazer teste). 
 
Item 2 – Observações: 
 
 
Equação da reação Mg(s) +  
Tipo de reação 
 
3. Pôr o pó obtido em um erlenmeyer, adicionar água destilada. Tampar e agitar. 
4. Deixar em repouso por 10 min. Testar o comportamento ácido/básico, colocando cerca 
de 3 mL em um tubo de ensaio e 1 gota de fenolftaleína e em outro tubo 3 mL e 2 gotas 
vermelho de metila. Anotar os resultados no quadro abaixo. Guardar os tubos de ensaio 
para o item 9. 
 
Item 4 – Observação 
(cor): 
Fenolftaleína: vermelho de metila: 
 
Outras observações 
 
 
Equação da reação + H2O  
Tipo de reação 
 
37 
EXPERIMENTO 2 – COMBUSTÃO DE UM AMETAL 
 
5. Pegar um fio de cobre e fazer em uma das extremidades um pequeno anel com orifício 
bem fino (do tamanho de um pequeno prego). Adicionar cuidadosamente, sobre o anel, 
uma pequena quantidade de enxofre (S(s)). 
6. Acender a chama do bico de bunsen. Pegar um erlenmeyer e segurá-lo de boca para 
baixo. Provocar o início da combustão do enxofre, retirar da chama do bico de bunsen e 
conduzir a fumaça da combustão para o erlenmeyer (com a boca para baixo). Introduzir 
a alça dentro da boca do erlenmeyer (para baixo) para apagar o fogo. Depois de feito 
isto, tampar a boca do erlenmeyer com uma rolha. 
 
Anotar sempre nos quadros as características dos reagentes e dos produtos, como: 
cor, estado físico, solubilidade, condutibilidade elétrica (fazer teste). 
 
Item 6 – Observações: 
 
Equação da reação S(s) +  
Tipo de reação 
 
7. Adicionar ao erlenmeyer uma pequena quantidade de água destilada. Fechar novamente 
o erlenmeyer e agitar bem. 
8. Testar o comportamento ácido/básico, colocando cerca de 3 mL da amostra em um tubo 
de ensaio e 1 gota de fenolftaleína. Após 1 pedacinho de papel de tornassol azul e em 
outro tubo 3 mL e 2 gotas vermelho de metila. Deixar em repouso os tubos de ensaio 
para o utilizar no item 9. 
 
 
Item 8 – Observação 
(cor): 
Fenolftaleína Vermelho de metila 
 
Outras observações: 
 
 
Equação da reação + H2O  
Tipo de reação 
 
 
 
EXPERIMENTO 3 – neutralização ácido-base e precipitação 
 
9. Utilizar o sobrenadante do obtido no item 4 (se houver turbidez, filtrar). Colocar o 
sobrenadante límpido com fenolftaleína em copo de béquer de 20 mL. Testar a 
condutibilidade elétrica da solução. Deixar os eletrodos imersos na solução e adicionar 
lentamente (gota-a-gota) a solução obtida no item 8. Pode-se fazer o mesmo 
procedimento com sobrenadante do obtido no item 4, com indicar vermelho de metila. 
38 
Item 9 – Observação 
(cor): 
Fenolftaleína: vermelho de metila: 
 
Outras observações 
 
Equação da reação +  + 
Tipo de reação 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 4 – Característica de óxido de cálcio 
 
10. Colocar uma pequena porção (cerca de 0,05g) de CaO em dois tubos de ensaios, 
adicionar água. Colocar fenolftaleína em um e vermelho de metila em outro. Deixar em 
repouso o tubo de ensaio. 
 
Item 10 – Observação: Fenolftaleína: vermelho de metila: 
 
Equação da reação +  + 
Tipo de reação 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 5: – Característica do dióxido de carbono 
 
11. Colocar água deionizada em dois tubos de ensaio bem limpos. Colocar 1 gota de 
fenolftaleína. Assoprar levemente, com cuidado com um canudo de refrigerante. Após, 
colocar 3 gotas de vermelho de metila, assoprar novamente. Anotar os resultados. 
 
Item 11 – Observação: Fenolftaleína vermelho de metila 
 
Qual é o principal gás que sai da expiração humana, responsável pela mudança de cor? 
Equação da reação + H2O  
 
 
39 
Questões: 
1. Como se sabe que houve reação na combustão do Mg(s)? Ou: as propriedades do óxido 
de magnésio são as mesmas do magnésio? Justifique sua resposta. E no caso do S(s)? 
2. Houve reação do óxido de magnésio com água? Como se sabe? E no caso do CaO, 
houvereação? Justifique. 
3. Houve reação do dióxido de enxofre com água? Como se sabe? E no caso do SO2, houve 
reação? Justifique. 
4. Comparar os elementos do quadro abaixo, na tabela periódica. A que família e a qual a 
categoria eles pertencem: metais ou não-metais? Qual é o comportamento 
ácido/básico de seus óxidos em relação à água? 
 
Elementos C S Ca Mg 
Família da Tabela 
periódica/categoria 
 
Comportamento 
 
 
Tabela 4 – Tabela de Solubilidade em água 
ÍON REGRA EXCEÇÃO 
Metais alcalinos 
(Li+, K+, Na+) 
Solúveis - 
Amônio (NH4+) Solúveis - 
NO3- (nitratos) Solúveis - 
NO2- (nitritos) Solúveis Pouco solúvel: Ag+ e Hg22+ 
ClO- (hipoclorito) Solúveis - 
MnO4- (permanganato) Solúveis - 
SO42- (sulfato) Solúveis 
Ca2+, Ba2+, Sr2+ e Pb2+ 
Pouco solúveis: Ag+ e Hg22+ 
F- (fluoreto) Insolúveis Ag+, NH4+ ,Cu++, Pb++ e alcalinos 
Br- (brometo) Solúveis Ag+, Pb2+, Hg2+, Hg22+, Cu+ 
Cl- (cloreto) Solúveis Ag+, Pb2+, Hg22+, Cu+ e Au+ 
I- (iodeto) Solúveis Ag+, Pb2+, Hg2+, Hg22+ e Cu+ 
CN- (cianetos) Insolúveis 
NH4+ e alcalinos 
Pouco sol.: alcalinos terrosos 
SCN- (tiocianato) Solúveis Ag+, Pb2+, Hg22+, Cu+, Cd2+ 
Fe(CN)6 3- (ferricianeto) Insolúveis 
NH4+ e alcalinos 
Pouco sol.: alcalinos terrosos 
Fe(CN)6 4- (ferrocianeto) Insolúveis 
NH4+ e alcalinos 
Pouco sol.: alcalinos terrosos 
CH3COO- (acetato) Solúveis Pouco solúvel: Ag+ e Hg22+ 
S-- (sulfeto) Insolúveis 
NH4+ e alcalinos 
Pouco sol.: alcalinos terrosos 
CO32- (carbonato) Insolúveis NH4+, K+ , Na+, Li+, Rb+ e Cs+ 
HCO3- (bicarbonato ou 
Hidrogenocarbonato) 
Solúveis Fe2+, Fe3+ e alcalinos terrosos 
PO43- (fosfato) Insolúveis NH4+ e alcalinos 
C2O42- (oxalato) Insolúveis NH4+ e alcalinos 
CrO42- (cromato) Insolúveis NH4+ e alcalinos 
OH- (hidróxidos) Insolúveis 
Alcalinos, Ba2+ , Sr2+ , NH4+ 
Pouco sol.: Ca2+ 
40 
 
PRÁTICA 07 – REAÇÕES QUÍMICAS II 
 
Aparelhagem Outros materiais Reagentes 
 Tubos de ensaio grandes para 
com rolha; 
 Tubos de ensaio 
 Suporte de ferro e agarradeiras 
para tubo de ensaio. 
 Espátulas de aço inox. 
 Balança semi-analítica. 
 Pisseti, 
 Mangueira com rolha furada 
para tubos de ensaio; 
 Canudinho de 
refrigerante. 
 Indicador 
vermelho de 
metila (ou azul de 
bromotimol). 
 indicador 
fenolftaleína. 
 Caneta para 
rotulagem. 
 Acido cítrico ou oxálico 
 Bicarbonato de sódio 
 Ca(OH)2 0,05 mol/L (água de cal). 
 Solução de NaOH 1mol/L. 
 Solução de HCl 1 mol/L. 
 ZnO(s) 
 
 
EXPERIMENTO 1: características de óxido anfótero 
 
1. Colocar uma pequena porção (cerca de 0,05 g) de ZnO em um tubo de ensaio. 
Adicionar cerca de 2 cm água deionizada e 1 a 2 gotas de vermelho de metila. 
Observar e anotar. 
2. Adicionar gota-à-gota, lentamente, com conta gotas uma solução de HCl 1 mol/L. O 
que se pode observar? 
3. Em outro um tubo de ensaio, colocar uma pequena porção de ZnO (cerca de 0,05g). 
Adicionar 1 a 2 gotas de fenolftaleína. Adicionar lentamente uma solução de NaOH 1 
mol/L. O que se pode observar? 
 
Observe a que família e a qual grupo da tabela periódica este elemento pertence. Como se 
explica o comportamento do ZnO, frente a água? E, frente a soluções ácidas? E, frente a 
soluções básicas? Então: que tipo de óxido é este (ácido, básico, anfótero ou neutro)? 
 
Para completar o quadro abaixo, façam primeiro a hipótese como se o ZnO reagisse 
com água, para depois reagir com ácidos de Arrhenius ou hidróxidos. 
 
Observação: Fenolftaleína: vermelho de metila: 
 
Equação da reação 
(hipotética básica) 
 ZnO + H2O  + 
Equação da reação + HCl  + 
Equação da reação 
(hipotética ácida) 
 ZnO + H2O  + 
Equação da reação + NaOH  + 
 
Elimine a água e obtenha as equações das reações do ZnO, com HCl e com NaOH. 
41 
EXPERIMENTO 2: Carbonatação do cálcio 
 
1. Preparar dois (02) tubos de ensaio, bem limpos, da seguinte forma: 
TUBO B – Rotular e colocar 1/3 do seu volume de água destilada e vermelho de metila; 
TUBO C - Rotular e colocar 1/3 do seu volume de 
Ca(OH)2 0,05 mol/L (água de cal); 
2. Fixar um tubo de ensaio (tubo A) no suporte de 
ferro (Fig. 1). Pode-se substituir o suporte pelo 
prendedor de madeira. 
3. Colocar no tubo A cerca de 0,1 g de bicarbonato 
de sódio e cerca de 0,2 g de ácido cítrico. 
4. Colocar a ponta da mangueira (sem a rolha) no 
tubo B. 
5. Colocar cerca de ¼ do volume de água no tubo A 
e rapidamente tampar com a rolha furada 
contendo a mangueira, borbulhando rapidamente o gás formado para o tubo B. 
conforme o aparelho mostrado na figura ao lado. Observar se há mudança na coloração 
e anotar. 
6. Rapidamente mudar a mangueira para o tubo C. Deixar em repouso até decantar. 
Anotar os resultados. 
7. Retirar a água e pingar uma gota de ácido clorídrico sobre o sólido formado. 
 
 
Observação: Fenolftaleína: vermelho de metila: 
 
Reação no tubo A +  + 
Reação no tubo B +  + 
Reação no tubo C +  + 
Reação no tubo C + HCl  + 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fig. 1 - aparelho para caracterização de gás 
42 
ANOTAÇÕES 
 
 
 
 
 
43 
 
PRÁTICA 08 – FATORES QUE AFETAM A VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO 
 
OBJETIVO 
 Verificar os fatores que influenciam na velocidade das reações químicas. 
 
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
As reações químicas têm permitido à humanidade resolver muitas das questões que 
a desafiam. No entanto, para que isso fosse possível, foi necessário aprender como alterar a 
velocidade das reações seja acelerando excessivamente as lentas ou retardando as muito 
rápidas. O conhecimento e o estudo da velocidade das reações químicas, além ser muito 
importante para a indústria, também está relacionado ao nosso cotidiano. Uma reação 
química é um rearranjo de átomos provocado pelas colisões (choques) entre as partículas 
dos reagentes. Para que ocorra uma reação química duas condições são necessárias: 
 Haver afinidade química entre as substâncias; 
 Haver colisões entre as moléculas dos reagentes que levem a quebra de suas ligações 
para formação de novas ligações (rearranjo dos átomos dos reagentes para formação dos 
produtos). Em alguns casos, as reações são resultados de colisões entre íons e moléculas, 
íons e íons e íons e átomos neutros. 
 
Alguns fatores alteram a freqüência de colisões entre os reagentes de uma reação 
química, aumentando ou diminuindo a velocidade com que ela ocorrem, tais como: 
 Temperatura 
 Pressão 
 Concentração de reagentes 
 Superfície de contato 
 Catalisadores ou inibidores 
 
Assim, algumas reações são extremamente rápidas como a reação de combustão 
enquanto que outras são extremamente lentas como fermentação do suco de uva para a 
produção do vinho, o que pode demorar meses para ocorrer. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
Solução de ácido sulfúrico 0,05 mol/L, 0,3 mol/L e 4,0 mol/L Cronômetro 
Solução de tiossulfato de sódio 0,05 mol/L e 0,3 mol/L Alicate de corte (para Zn metálico) 
Solução de ácido oxálico 0,5 mol/L Tesoura 
Solução de sulfato de manganês (MnSO4) 0,1 mol/L Cartolina preta (ou similar) 
Solução de permanganato de potássio 0,04 mol/L Pipeta graduada de 5 mL 
Solução de ácido clorídrico1,0 mol/L Pipetador (pera) 
Zinco metálico Banho-maria 
Zinco em pó Tubos de ensaio 
Conta-gotas Caneta para marcar tubos de ensaio 
Vidro de relógio pequeno Água gelada 
Béqueres de 50 mL e 3 béqueres de 500 mL Água destilada 
Termômetro Bastão de vidro 
44 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
1 – Influência da concentração na velocidadedas reações 
Nesta parte do experimento, objetiva-se a verificação da influência da variação da 
concentração dos reagentes na velocidade da reação, utilizando ácido sulfúrico e tiossulfato 
de sódio. 
H2SO4(aq) + Na2S2O3(aq) → Na2SO4(aq) + H2O(l) + SO2(g) + S(s) 
 
Na reação entre o tiossulfato de sódio e o ácido sulfúrico, há formação de enxofre 
(insolúvel na água), provocando turvação da solução. Através da adição de água à solução 
de tiossulfato de sódio, mantendo fixa a concentração de ácido sulfúrico, pode-se 
determinar como a diminuição da concentração de um dos reagentes influência no tempo da 
reação, isto é, na velocidade de reação. 
a) Numere 4 tubos de ensaio: 1, 2, 3 e 4. 
b) Utilizando pipeta graduada, coloque, nos tubos numerados, a solução 0,3 mol/L de 
Na2S2O3 (C1) e H2O destilada conforme Tabela I. 
 
Tabela I – Estudo da influência da concentração de reagentes na velocidade das reações 
T
u
b
o
 Volume em mL Concentração da 
mistura (C2) 
Vts.C1 = Vt.C2 
Tempo da reação(s) 
Velocidade 
v =C2/∆t (mol/L.s) Na2S2O3 
(Vts) 
H2O 
Total 
(Vt) 
1 4 0 4 
2 3 1 4 
3 2 2 4 
4 1 3 4 
 
c) Coloque um pedaço de cartolina preta (ou outro anteparo escuro) atrás dos tubos de 
ensaio, para melhor visualização da reação. 
d) Adicione ao tubo 1, 4 mL da solução de H2SO4 0,3 mol/L, acionando o cronômetro 
imediatamente. 
e) Observe atentamente o tubo 1 e assim que começar a aparecer uma turvação pare o 
cronômetro. Anote na tabela o tempo (em segundos) que demorou para aparecer a 
turvação. 
f) Descarte em local adequado o conteúdo do tubo 1 e lave-o em seguida. Essa operação 
deve ser feita imediatamente para evitar que o tubo fique manchado. 
g) Repita o procedimento para os tubos 2, 3 e 4, anotando na tabela o tempo gasto em 
cada uma das reações. 
45 
h) Se houver qualquer dúvida com relação a alguma das medidas, refaça a medição 
correspondente. 
i) Complete a Tabela I. 
 
 
2 – Influência do catalisador 
 
Nesse experimento, será verificada a influência do Mn++ na reação entre o 
permanganato de potássio (KMnO4) com o ácido oxálico (H2C2O4) na presença do ácido 
sulfúrico (H2SO4): 
 
2 KMnO4(aq) + 5 H2C2O4(aq) + 3 H2SO4(aq) → K2SO4(aq) + 2 MnSO4(aq) + 8 H2O(l) + 10 CO2(g) 
 
a) Rotule 2 tubos de ensaio (1 e 2) 
b) Coloque 5 mL de ácido oxálico 0,5 mol/L em cada tubo. 
c) Adicione à esses dois tubos 1 mL de ácido sulfúrico 4 mol/L. 
d) Adicione 5 gotas da solução 0,1 mol/L de sulfato de manganês (MnSO4) ao tubo 2. 
e) Adicione, simultaneamente, ao tubos 1 e 2, 4 mL da solução 0,04 mol/L de 
permanganato de potássio. 
f) Compare o tempo necessário para que as duas soluções percam a cor. 
 
 
3 – Influência da temperatura na velocidade das reações 
 
O efeito da temperatura na velocidade das reações será verificado, reagindo, 
novamente, o tiossulfato de sódio com o ácido sulfúrico: 
H2SO4(aq) + Na2S2O3(aq) → Na2SO4(aq) + H2O(l) + SO2(g) + S(s) 
a) Numere 3 tubos de ensaio (1, 2 e 3) e usando a pipeta, coloque 3 mL da solução 
0,05 mol/L de Na2S2O3. 
b) Adicione 250 mL de água num béquer de 500 mL e coloque-o em “banho-maria” a 
50ºC. Após a água do béquer atingir esta temperatura, insira o tubo 1 na água do 
béquer e aguarde aproximadamente 2 minutos para que a temperatura do tubo se 
iguale à temperatura da água do béquer. Meça a temperatura da água: 
t1= .......... oC 
a) Acrescente, usando pipeta, 3 mL da solução 0,05 mol/L de H2SO4 ao tubo 1, e 
acione imediatamente o cronômetro. 
b) Observe atentamente o tubo 1 e, assim que aparecer uma turvação, pare o 
cronômetro. Anote o tempo da reação: 
Tempo da reação = ............ s 
46 
c) Preencha a Tabela II com os dados de temperatura e tempo da reação obtidos com o 
tubo 1. 
d) Descarte em recipiente adequado o conteúdo do tubo 1 e lave-o, para que o mesmo 
não fique manchado. 
e) Repita o procedimento anterior, substituindo a água quente (50ºC) por água a 
temperatura ambiente (tubo 2) e água gelada (tubo 3). 
f) Complete a Tabela II. 
g) Obs.: repita qualquer passo experimental para esclarecer dúvidas sobre alguma 
medição. 
 
Tabela II – Estudo da influência da temperatura na velocidade das reações 
Tubo 
Concentração de 
Na2S2O3 (mol/L) 
Temperatura (ºC) 
Tempo da 
reação(s) 
Velocidade 
v =C/∆t (mol/L.s) 
1 Banho-maria 0,05 
2 
Temperatura 
ambiente 
0,05 
3 Água gelada 0,05 
 
 
 
Questões: 
1) Como a temperatura influência na velocidade da reação? 
2) Como a concentração da solução influenciou na velocidade da reação? 
3) Como o catalisador influenciou na velocidade da reação? Identificar o catalisador nesse 
experimento. 
4) Construa os gráficos velocidade da reação em função da concentração da solução de 
Na2S2O3 (experimento 1) e em função da temperatura (experimento 3). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ANOTAÇÕES 
47 
 
 
 
 
 
48 
PRÁTICA 09 – TERMOQUÍMICA 
OBJETIVO: Identificar processos exotérmicos e endotérmicos. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Experimento 1 
a) Na espátula, coloque uma pitada de CuSO4.5H2O (sulfato de cobre II pentahidratado) 
b) Aqueça até a mudança completa de coloração azul para esbranquiçado. 
c) Transfira o sólido para um tubo de ensaio e espere esfriar. 
d) Acrescente uma gota de água e encoste o tubo no pulso para verificar a variação da 
temperatura. 
 
Experimento 2 
a) Em um tubo de ensaio adicione 2 mL de água destilada e com um termômetro meça a 
temperatura. Anote. 
b) A seguir adicione uma pastilha de NaOH e agite até a dissolução completa. Com 
termômetro, meça a temperatura do sistema e observe a variação do mesmo. Anote 
 
Experimento 3 
a) Em um tubo de ensaio adicione 2 mL de água destilada e com termômetro meça a 
temperatura. Anote. 
b) A seguir adicione, com espátula, uma pitada de NH4NO3(S) até a dissolução completa. 
Com termômetro, meça a temperatura do sistema e observe a variação da mesma. Anote. 
 
Experimento 4: Oxidação da glicerina pelo permanganato de potássio 
a) Dentro da capela, colocar numa cápsula de porcelana, uma pequena quantidade de 
permanganato de potássio (1 colher) e proceda com a maceração do mesmo até 
obter um pó fino. 
b) Adicionar três gotas de glicerina sobre o permanganato. 
c) Afaste-se e observe. 
 
Experimento 5: Entalpia de reações químicas de neutralização 
a) Coloque 2,5 mL de ácido clorídrico 1,0 mol/L em um tubo de ensaio. 
b) Insira um termômetro e anote a temperatura do líquido. 
c) Adicione 2,0 mL de solução de hidróxido de sódio 1,0 mol/L, agite e verifique, com 
o termômetro, a temperatura da mistura. 
 
EXERCÍCIOS: 
1- Com relação à experiência 1, o que foi observado? 
2- O que é uma reação endotérmica? E exotérmica? Explique. 
3- Quais as reações foram endotérmicas? E exotérmicas? Por quê? 
4- Apresente as reações químicas dos experimentos 1 e 5. 
49 
 
PRÁTICA 10 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
OBJETIVO 
 Observara reversibilidade de uma reação conforme o princípio de Le Chatêlier. 
 
 
Aparelhagem: 
 
 01 béquer de 100 mL 
 5 tubos de ensaio 
 conta – gotas 
 Pegador de madeira 
 
Reagentes: 
 
 FeCl3 (aq, saturada), conta - gotas 
 KSCN (aq, saturada), conta - gotas 
 KCl(s) 
 KAl(SO4)2 (sulfato duplo de 
alumínio e potássio). 
 Fósforos 
 
 
 
EXPERIMENTO 1 - EFEITO DA CONCENTRAÇÃO 
 
1) Colocar 20 mL de água destilada em um béquer. 
2) Adicionar 3 gotas de soluções saturadas de FeCl3 e 3 gotas de KSCN, resultando um 
precipitado de coloração vermelha. 
3) Transferir a solução para quatro tubos de ensaio, com partes iguais de volume. 
4) Numerar os tubos de ensaio de 1 à 4 e adicionar as quantidades propostas: 
 
Tubos FeCl3(saturada) KSCN(saturada) KCl(s) 
1 
2 
3 
4 
3 gotas 
– 
– 
– 
– 
3 gotas 
– 
– 
– 
– 
uma pitada 
– 
 
 
 
Questões: 
1. Escreva a equação química da reação química no equilíbrio. Identifique o precipitado e 
o produto solúvel. 
2. O que se observa ao adicionarmais solução de FeCl3(saturada) ao meio reacional? 
3. O que se observa ao adicionar mais solução de de KSCN ao meio reacional? 
4. O que se observa ao adicionar mais KCl(s) ao meio reacional? 
5. Expresse a constante de equilíbrio para esta reação química. 
50 
6. Ao adicionar mais FeCl3 à solução, a concentração de Fe(SCN)3, aumenta, diminui ou 
permanece constante? (Relacione a coloração com a equação da constante de 
equilíbrio). 
7. Ao adicionar mais KSCN à solução, a concentração de Fe(SCN)3, aumenta, diminui ou 
permanece constante? (Relacione a coloração com a equação da constante de 
equilíbrio). 
8. Porque ao adicionar mais KCl(s) à solução, a coloração vermelha diminui de 
intensidade? 
9. Qual a influência da concentração sobre o deslocamento do equilíbrio químico? 
10. O princípio de Le Chatêlier é confirmado nesta reação? Explique 
11. Tendo no equilíbrio: 0,5 mol/L de Fe(SCN)3 no equilíbrio, 1,5 mol/L de KCl e 0,3 
mol/L de KSCN e apresentando uma constante K = 3 . 10-4. Qual a concentração de 
FeCl3? 
 
 
 
EXPERIMENTO 2 – EFEITO DA TEMPERATURA 
 
1) Colocar cerca de 2 ml de água deionizada em um tubo de ensaio. Colocar 0,2 g 
KAl(SO4)2 (sulfato duplo de alumínio e potássio). 
2) Aquecer o tubo de ensaio durante algum tempo. Até cerca de 80 ºC. Anotar as 
alterações. 
3) Esfriar o tubo de ensaio na torneira. Observar. Colocar em banho de gelo. Observar. 
 
 
Questões: 
12. Escreva a equação no equilíbrio. 
13. Expresse a constante de equilíbrio. 
14. O que se conclui a respeito da solubilidade do KAl(SO4)2 na água conforme a 
temperaturas. 
15. Qual o sentido do deslocamento do equilíbrio do KAl(SO4)2 com o aumento da 
temperatura? Comentar. 
16. Sabendo que a reação de dissolução do KAl(SO4)2 é endotérmica; portanto sua reação 
inversa é exotérmica. O aumento da temperatura favorece reações endo ou 
exotérmicas? E a diminuição da temperatura? Comentar. 
 
 
 
 
 
51 
ANOTAÇÕES 
 
 
 
 
52 
PRÁTICA 11 – ESCALAS DE pH E MEDIDAS DE pH DO SOLO 
 
OBJETIVOS 
 Aplicar o conceito de equilíbrio ao pH 
 Investigar o pH de diferentes solos através do uso de diferentes indicadores de pH e 
comparar os resultados entre si. 
 
INTRODUÇÃO 
Ácidos e bases fazem parte da vida na Terra. Os íons carbonato (CO3
2-) e hidrogeno 
carbonato (HCO3
-) das rochas e o dióxido de carbono (CO2) do ar atmosférico estão 
presentes nas águas naturais, assim como outras substâncias como boratos, fosfatos, 
arsenatos, silicatos e amônia. Além disso, vulcões e fontes termais fornecem águas 
fortemente ácidas devido à presença de HCl e SO2. As atividades biológicas como a 
fotossíntese e respiração influenciam a quantidade de íons hidrônio nas águas naturais pelo 
uso ou produção de CO2, a substância ácida mais comum na natureza. 
Com todas estas espécies e reações ocorrendo no meio ambiente, os ácidos e bases 
têm sido estudados há centenas de anos. Os próprios termos são bastante antigos. “Ácido” 
vem do latim acidus que significa azedo. Foi provavelmente aplicado ao vinagre e 
estendido a outras substâncias de sabor azedo. “Alcalino”, outro termo para as bases, deriva 
da palavra árabe para cinzas que vêm da queima de certas plantas. Potassa, ou carbonato 
tem sabor amargo, o termo foi aplicado mais genericamente para substâncias que têm esta 
característica. Finalmente o termo “sal”, que é encontrado em muitas línguas, 
provavelmente significa o sal marinho ou cloreto de sódio, apesar do termo agora ter um 
sentido bem mais amplo. 
Durante sua pesquisa, visando melhorar os métodos de controle de qualidade da 
cerveja, o bioquímico dinamarquês Sörensen criou o conceito de pH. Na verdade, a ideia 
que ele tinha em mente era a seguinte: porque expressar a acidez de um meio aquoso por 
meio de [H3O
+], já que os valores são geralmente, as potências negativas de 10? Não seria 
mais prático trabalhar apenas com o expoente de 10, e de preferência com valor positivo? 
Assim, ele definiu: 
 
Potencial hidrogeniônico da solução: pH = -log [H3O
+] 
Potencial hidroxiliônico da solução: pOH = -log[OH-] 
53 
Quando a solução é neutra, [H3O
+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L e então: 
pH = -log [H3O
+] = -log [1,0 x 10-7] = 7,0 
pOH = -log [OH-] = -log [1,0 x 10-7] = 7,0 
 
Quando a solução é ácida, tem-se [H3O
+] > [OH-]. 
Exemplo: vinagre (solução de ácido acético) 
[H3O
+] = 1,0 x 10-3 pH = 3,0 
[OH-] = 1,0 x 10-11 pOH = 11 
 
Quando a solução é básica, tem-se [H3O
+] < [OH-] 
Exemplo: a clara de ovo 
[H3O
+] = 1,0 x 10-8 pH = 8,0 
[OH-] = 1,0 x 10-6 pOH = 6,0 
 
 
Escala de pH: 
 maior acidez neutra maior basicidade 
pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 
[H3O+] (mol/L) 100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14 
[OH-] (mol/L) 10-14 10-13 10-12 10-11 10-10 10-9 10-8 10-7 10-6 10-5 10-4 10-3 10-2 10-1 100 
pOH 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0 
 
 
PARTE EXPERIMENTAL 
Por apresentar cores diversas conforme a acidez ou basicidade do meio em que se 
encontra, o extrato de repolho roxo pode constituir-se um bom indicador universal de pH, 
substituindo – ainda que para menor número de faixas de pH – os papéis indicadores 
universais, que só podem ser adquiridos em lojas especializadas e não são encontráveis em 
todas as regiões do país. Neste experimento será utilizado extrato de repolho roxo para a 
construção de uma escala de pH e em seguida utilizar esta escala para determinar o pH do 
solo. 
 
Parte A - Corte o repolho em pequenos pedaços e coloque-os no béquer com água destilada 
até cobri-los. Ferva até que a água seja reduzida à metade do volume inicial. Filtrar e 
recolher o filtrado. Utilizando este extrato, prepare uma escala padrão de pH de acordo com 
a tabela abaixo: 
 
Solução Preparo pH aprox. 
A 5 mL de HCl + 5 mL de extrato de repolho 1 
B 5 mL de água destilada + 5 gotas de vinagre + 5 mL de extrato de 
repolho 
3 
C 5 mL de álcool + 5 mL de extrato de repolho 5 
D 5 mL de água destilada + 5mL de extrato de repolho 6 
E 5 mL de água destilada + 1 gota de detergente com amoníaco + 
5mL de extrato de repolho 
9 
54 
F 5 mL de água destilada + 8 gotas de detergente com amoníaco + 
5mL de extrato de repolho 
11 
G 5 mL de NaOH + 5 mL de extrato de repolho 12 
 
Parte B - Determinação do pH do solo: 
Coloque um pouco de água destilada em um béquer e aqueça até a ebulição. 
Coloque em um tubo de ensaio uma colher da amostra do solo, adicione água destilada 
ainda quente até a altura de 2 cm e agite bem. Espere sedimentar, retire com o conta-gotas o 
líquido sobrenadante, passando-o para outro tubo. Determine o pH desta solução de solo de 
duas diferentes maneiras a seguir: 
- com papel indicador – pegue uma tira de papel de uma caixa de papel indicador de pH e 
mergulhe na solução por alguns instantes. Em seguida compare a cor resultante no papel 
com a escala de cores na CAIXA da qual foi utilizado o papel. Anote o resultado na tabela 
abaixo. Observação: o papel indicador não é reutilizável, portanto evite desperdícios e evite 
molhar a caixa de papel. 
 
- com a escala do extrato de repolho roxo: Adicione às soluções do solo 5 mL do extrato de 
repolho roxo. Compare a cor resultante nas soluções de solo com as cores da escala padrão 
construída na PARTE A. Anote o resultado na tabela abaixo. 
 
Teste também, o pH de substâncias comuns utilizando o extrato de repolho roxo 
(leite, limão, detergente, clara de ovo, creme dental, etc). 
 
Amostra 
pH medido com papel 
indicador 
pH medido com a escala de 
repolho 
 
 
 
 
 
 
 
EXERCÍCIOS 
 
1) O solo analisado tem caráter ácido, básico ou neutro? Justifique. 
2) Classifique as substâncias utilizadas como ácidas, básicas ou neutras. 
3) Utilizando o valor do pH encontrado, calcule o pOH das soluções e a concentração 
de íons