AULAS_PRATICAS_DE_QUIMICA_GERAL

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AULAS 
PRÁTICAS 
DE 
QUÍMICA 
GERAL 
 
 
 
 
CADERNO DE LABORATÓRIO 
2015/2 
 
Controle de pré-laboratório e pós-laboratório 
Data Experimento Carimbo de pré-
laboratório 
Carimbo de 
pós-laboratório 
 
 
1 
 
 
 
 
2 
 
 
3 
 
 
4 
 
 
5 
 
 
6 
 
 
7 
 
 
8 
 
 
9 
 
 
Cronograma de Atividades Práticas 
 
 
Experimento Semana 
Experimento 1 10 a 15 de agosto 
Experimento 2 17 a 22 de agosto 
Experimento 3 24 a 29 agosto 
Experimento 4 31 de agosto a 5 de setembro 
Experimento 5 7 a 12 de setembro 
Exercícios 14 a 19 de setembro 
Experimento 6 21 a 27 de setembro 
Experimento 7 28 de setembro a 3 de outubro 
Experimento 8 5 a 10 de outubro 
Recesso 12 a 17 de outubro 
Experimento 8 (continuação) 19 a 24 de outubro 
Experimento 9 26 a 31 de outubro 
Experimento 9 (continuação) 2 a 7 de novembro 
Exercícios 9 a 14 de novembro 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Sumário 
1- Apresentação das regras das aulas práticas ................................................................. 5 
 
MODELO DE RELATÓRIO .................................................................................................. 15 
 
2 – Apresentação do laboratório ..................................................................................... 17 
 
3 – Erros e medidas ......................................................................................................... 20 
 
4 - Teste da Chama .......................................................................................................... 28 
 
5 - Processo De Separação De Misturas .......................................................................... 33 
 
6 - Estequiometria........................................................................................................ 38 
 
7 - Aquecimento e Medida de Temperatura ............................................................... 44 
 
8 - Preparação de Soluções Ácidas e Básicas .................................................................. 54 
 
9 - Eletroquímica .............................................................................................................. 60 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1- Apresentação das regras das aulas práticas 
 
 
Atividades Pré-Laboratório: 
Leitura da Introdução 
 
Atividades Pós-Laboratório: 
Exercícios de Fixação 
 
 
Introdução 
 
O laboratório é um espaço com instrumentos apropriados para execução de 
experimentos, medidas e análises. Para que qualquer pessoa possa estar presente em 
um ambiente como esse, são necessárias que medidas preventivas para evitar 
acidentes, além disso são necessárias, disciplina e pontualidade, pois o estudante que 
chegar atrasado não poderá assistir à aula. (Tolerância de 15 minutos) 
 
Desta maneira, algumas regras básicas de segurança são importantes e obrigatórias: 
 
1.1 Itens obrigatórios: 
 
 Jaleco de manga comprida; 
 Sapatos fechados; 
 Cabelos presos; 
 Calça comprida. 
 
Permitido Não-permitido 
 
 
 
 
 ’ 
 
 
 
***USO DE SAPATILHAS E SALTO ALTO NÃO SERÁ PERMITIDO*** 
 
1.2 Itens facultativos: 
 Óculos de proteção; 
 Luvas nitrílicas; 
 Máscaras. 
Neste caso, sigam as instruções dos professores! 
 
1.3 Regras gerais: 
1- Evitar levar as mãos à boca ou aos olhos. 
2- Lavar as mãos com frequência durante o trabalho e, ao final do mesmo, proteger 
as feridas; 
3- Evitar o manuseio de aparelhos elétricos com as mãos úmidas; 
4- Não colocar livros, sacolas, ferramentas, etc. sobre as bancadas ou sobre os 
bancos; 
5- Manter o local sempre limpo e organizado; 
6- Não deve usar lentes de contato em laboratórios, principalmente nas aulas de 
química orgânica; 
7- Recorrer sempre ao professor se algo irregular acontecer; 
8- Conhecer a localização dos materiais de segurança e saber usá-los, quando 
necessário; 
9- Não comer, beber ou fumar no interior do laboratório devido ao perigo de 
contaminação com substâncias tóxicas e à presença de inúmeras substâncias 
inflamáveis; 
10- Prestar muita atenção ao trabalho que está realizando; 
11- Sempre ler as instruções do procedimento antes de iniciar o trabalho; 
12- Antes de iniciar qualquer experiência no laboratório, é importante familiarizar-
se com os equipamentos disponíveis, conhecer seu funcionamento, indicação de 
uso e a maneira correta de manuseá-los. 
13- Não correr nem brincar no laboratório; 
14- Criar o hábito de ler atentamente o rótulo dos frascos antes de manusear 
qualquer substância para obter informações adicionais e tomar o conhecimento 
dos riscos e cuidados necessários na sua utilização; 
15- Manter os acessos desimpedidos; 
16- Manter os extintores de incêndio em condições de uso e conhecer sua 
localização; 
17- Nunca acionar os aparelhos de proteção coletiva sem necessidade; 
18- Nunca provar ou cheirar qualquer reagente químico sem autorização do 
professor; 
19- Manipular reagentes voláteis na capela; 
20- Ter sempre em mente que o laboratório é um local sério e de risco potencial; 
21- Nunca trabalhar sozinho no laboratório; 
22- Nunca introduzir pipetas e espátulas sujas nos frascos de reagentes; 
23- Nunca pipetar líquidos com a boca, usando para isto aparelhos apropriados, 
como a pêra (a única exceção é a água destilada); 
24- Pesquisar as propriedades físicas e a toxidez das substâncias que serão utilizadas 
antes de iniciar o experimento; 
25- Nunca devolver reagentes que sobraram às garrafas de origem, coloque os 
refugos e sobras nos francos indicados para este fim; 
26- Materiais que podem rolar, como pipetas, deve ser sempre colocados 
perpendicularmente à beirada da bancada; 
27- Nunca aquecer solventes voláteis e inflamáveis, usar o banho-maria e, se 
possível, trabalhar na capela; 
28- Não jogar material sólido nas pias 
29- Não misturar substâncias ao acaso. 
30- Nunca apontar a abertura do tubo de ensaio para um colega e nem olhar pela 
abertura se o tubo estiver sendo aquecido ou contiver água ou reagentes 
quentes; 
31- Nunca aquecer reagentes em sistemas fechados; 
32- Sempre que for necessária a diluição de um ácido concentrado, adicione-o 
lentamente e sob agitação sobre a água. Nunca faça o contrário. 
33- Fechar cuidadosamente as torneiras dos bicos de gás após serem utilizados; 
34- Nunca deixe frascos de reagentes abertos, após sua utilização; 
35- O manuseio correto e a manutenção adequada de vidrarias e reagentes estão 
diretamente relacionados ao sucesso da experiência e à obtenção de resultados 
confiáveis. 
36- Nunca deixe materiais próximos à beirada da bancada; 
37- Se algum líquido for derramado no chão comunique imediatamente o professor 
para saber como limpá-lo; 
38- Não jogar nenhum material sólido dentro de pias. Observar sempre a maneira 
correta de descartar as substâncias utilizadas ou obtidas em uma experiência; 
39- Ao encerrar os trabalhos práticos, cabe ao aluno lavar a vidraria usada, colocar o 
material utilizado nos devidos lugares, verificar se as chapas, mantas e 
equipamentos utilizados estão desligados, bem como se os bicos de gás, 
registros e torneiras estão fechados. 
40- Nos laboratórios e nos rótulos das embalagens de reagentes são utilizados 
símbolos de segurança, que têm a finalidade de informar e alertar sobre a 
existência de perigo. 
 
1.4 Primeiros Socorros: 
1. Comunique imediatamente seu professor se qualquer substância cair na sua pele. 
2. Se os olhos forem atingidos por qualquer substância, lavá-los com bastante água. 
1.5 Equipamentos e vidrarias: 
C.1 - INSTRUMENTAÇÃO DE MEDIDAS DE MASSA 
Equipamento Função 
Balança Analítica 
 
É usada para se obter massas com alta 
exatidão. Balanças semi-analíticas são 
também usadas para medidas nas quais a 
necessidade de resultados confiáveis não é 
crítica. 
 
C.2 - VIDRARIAS 
Vidraria Função 
Béquer 
 
Utilizado para dissolução ou 
preparação de soluções à quente, devendo 
ser protegido do fogo direto pelo uso, por 
exemplo, de telade amianto ou aquecimento 
em banho-maria 
 
 
Pipetas 
 
 
São usadas para transferir volumes 
conhecidos de líquidos. Existem no mercado 
vários tipos de pipetas, mas as mais 
populares são as pipetas graduadas (1) e as 
pipetas volumétricas (2). 
Pipeta Graduada - Usada para 
transferir volumes variáveis, como 10,5 mL. 
Pipeta volumétrica - É usada para 
transferir um volume fixo. A última gota não 
é drenada, NÃO se deve assoprar a pipeta 
Buretas 
 
Bureta é um tubo de vidro com escala 
gravada, que possibilita a medida do volume 
do líquido colocado em seu interior, escoado 
por meio de uma torneira ou válvula 
localizada na parte inferior (Harris, 2007). A 
precisão alcançável com uma bureta é 
substancialmente maior que a precisão de 
uma pipeta. 
Balão volumétrico 
 
Os frascos volumétricos são 
fabricados com capacidades que variam de 
5mL a 5L e são geralmente calibrados para 
conter um volume específico quando 
preenchidos até uma linha gravada no 
gargalo do frasco. Eles são utilizados para a 
preparação de soluções-padrão e para a 
diluição de amostras, a volumes fixos. 
Proveta Frasco destinado a medidas 
aproximadas de volume. São encontradas no 
comércio provetas com volume nominal 
variando de cinco mililitros a alguns litros. 
 
Elenmeyer 
 
Recipiente largamente utilizado na 
análise titulométrica, no aquecimento de 
líquidos e na dissolução de substâncias. Por 
possuir forma cônica, é muitas vezes utilizado 
para conter soluções durante reações 
conduzidas sob agitação. 
Kitassato 
(1) (2) 
Frasco cônico de paredes reforçadas, 
munido de saída lateral (1). É usado em 
filtrações sob sucção usando uma bomba a 
vácuo (2). 
Funil 
 
Empregado na transferência de 
líquidos e em filtrações simples, com 
utilização papel de filtro adequado. 
Funil de separação 
 
Recipiente de vidro em forma de pera, 
que possui uma torneira. É Utilizado para 
separar líquidos imiscíveis. 
 
Tubo de ensaio 
 
Geralmente utilizado em reações tipo 
teste e em ensaios de precipitação, 
cristalização e solubilidade. Pode ser 
aquecido, com cuidado, diretamente sobre a 
chama do bico de gás. 
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 
 
Muito usado em destilações, para 
colocação do líquido a ser destilado ou para a 
coleta do liquido após a condensação do 
vapor. Pode se apresentar também na forma 
de balão de destilação, que possui gargalo 
longo e é provido de saída lateral por onde 
passam os gases e vapores. 
Vidro relógio 
 
Utilizado no recolhimento de 
sublimados, na pesagem de substâncias 
sólidas, em evaporações e na secagem de 
sólidos não-higroscópicos. 
Condensador 
 
1 2 3 
Equipamento destinado à 
condensação de vapores, utilizado em 
destilações ou aquecimentos sob refluxo. Os 
mais comuns são: 
1) condensador reto: apresenta uma 
superfície de condensação pequena e por 
isso não é apropriado para o resfriamento de 
líquidos de baixo ponto de ebulição. 
2) condensador de bolas: empregado 
em refluxos. Contribui para que os vapores 
condensados retornem ao balão de origem. 
3) condensador de serpentina: 
proporciona maior superfície de 
condensação e é usado principalmente no 
resfriamento de vapores de líquidos de baixo 
ponto de ebulição. 
Dessecador 
 
O dessecador é um recipiente que 
contém um agente de secagem de objetos 
chamado dessecante. Usado no 
armazenamento de substâncias que devem 
ser mantidas sob pressão reduzida ou em 
condições de umidade baixa. 
Bastão de vidro 
 
Usado na agitação e na 
transferência de líquidos. Quando 
envolvido em uma das extremidades 
por um tubo de látex é chamado de 
"policial" e é empregado na remoção 
quantitativa de precipitados. 
 
C.3 – MATERIAL DE PORCELANA 
 
Material Função 
Cápsula de porcelana 
 
Usada na evaporação de soluções, na 
sublimação e secagem de sólidos e na 
preparação de misturas. 
 
Cadinho 
 
 
Os cadinhos simples servem apenas 
como frascos. Os cadinhos de porcelana, de 
óxido de alumínio, de silicatos e de platina 
mantêm massa constante – dentro dos 
limites do erro experimental – e são 
utilizados, principalmente, para converter 
precipitados em uma forma adequada para a 
pesagem. 
Almofariz e pistilo 
 
 
Destinados à pulverização e 
homogeneização de sólidos, bem como na 
maceração de amostras que devem ser 
preparadas para posterior extração. Podem 
ser feitos de porcelana, ágata, vidro ou metal. 
 
Funil de Buchner 
 
Utilizado em filtrações por sucção (ou 
sob pressão reduzida), devendo ser acoplado 
a um frasco Kitassato. 
 
C.4 - EQUIPAMENTO DE SECAGEM 
A massa de muitos sólidos varia com a umidade, devido à sua tendência em 
absorver apreciáveis quantidades de água. Esse efeito é especialmente pronunciado 
quando uma grande área superficial fica exposta, como em reagentes químicos ou em 
uma amostra que tenha sido triturada até se tornar um pó fino. A primeira etapa em 
uma análise típica, então, envolve a secagem da amostra para que os resultados não 
sejam afetados pela umidade da atmosfera do ambiente. 
 
C.5 - EQUIPAMENTO DE IGNIÇÃO 
Equipamento Função 
Mufla 
 
 É um aparelho que produz altas 
temperaturas. É utilizada na calcinação de 
substâncias por aquecimento até 1800oC. 
 
C.6 - EQUIPAMENTOS DE AQUECIMENTO 
 
Equipamento Função 
Bicos de bünsen 
 
http://www2.fc.unesp.br/lvq/exp01.htm 
Fonte de calor destinada ao 
aquecimento de materiais não 
inflamáveis. A chama de um bico de gás 
pode atingir temperatura de até 1500oC. 
Existem vários tipos de bicos de gás, mas 
todos obedecem a um mesmo princípio 
básico de funcionamento: o gás 
combustível é introduzido numa haste 
vertical, em cuja parte inferior há uma 
entrada de ar para suprimento de 
oxigênio, o gás é queimado no extremo 
superior da haste. 
Tela de amianto 
 
Tela metálica, contendo amianto, 
utilizada para distribuir uniformemente o 
calor durante o aquecimento de 
recipientes de vidro ou metal expostos à 
chama do bico de gás. 
Banho maria 
 
Equipamento utilizado para 
aquecimento e incubação de líquidos a 
temperaturas inferiores a 100oC. 
 
 
 
Tripé Apoio para efetuar aquecimentos de 
soluções em vidrarias diversas de 
Equipamento Função 
Estufa de secagem 
 
É um equipamento empregado na 
secagem de materiais por aquecimento. 
Atinge, em geral, temperaturas de até 200oC. 
Após a secagem o material é encaminhado ao 
dessecador. 
http://www2.fc.unesp.br/lvq/exp01.htm
 
laboratório. É utilizado em conjunto com 
a manta aquecedora 
Manta aquecedora 
 
Utilizada no aquecimento de 
líquidos contidos em balões de fundo 
redondo 
 
C.7 - OUTROS EQUIPAMENTOS 
Equipamento Função 
Pisseta ou garrafa lavadeira 
 
Frasco próprio para 
armazenamento de pequenas 
quantidades de água destilada, álcool ou 
outros solventes. É usado para efetuar a 
lavagem de recipientes ou precipitados 
com jatos do líquido nele contido. 
Estante para tubos de ensaio 
 
Utilizado para tubos de ensaio. 
Pode ser feita de metal, acrílico ou 
madeira. 
Pinças 
 
Usadas para o manuseio de 
materiais aquecidos. 
Argola 
 
Usada como suporte para funis. 
Suporte universal 
 
Sustenta equipamentos em geral. 
Garras 
 
São feitas de alumínio ou ferro, 
podendo ou não ser dotadas de mufas. 
Ligam-se ao suporte universal por meio 
de parafusos e destinam-se à 
sustentação de utensílios com buretas, 
condensadores, frascos Kitassato e 
balões de fundo redondo. 
 
Pêra 
 
Acoplado a uma pipeta ajuda a 
“puxar” e a “expelir” pequenos volumes 
de líquidos. 
 
 
MODELO DE RELATÓRIO 
 
Um relatório é um relato detalhado de um experimento científico, geralmente 
realizado em laboratório. Aprender a elaborar um relatório significa, antes de tudo, 
aprender a organizar dados, informações e resultados obtidos e transmiti-los de 
maneira correta, segundoos critérios científicos aceitos no mundo todo. Assim, o 
relatório faz parte do experimento. 
Devido à importância de se saber escrever bem dados científicos, o que também 
é de extrema importância para professores, após a realização de alguns experimentos 
desta disciplina, cada equipe de alunos elaborará um Relatório Cientifico. Este deverá 
ser entregue, no início da próxima aula prática, impreterivelmente. Nesse relatório 
deverão constar obrigatoriamente, e na sequência indicada abaixo, os seguintes itens: 
 1- Capa: O nome da instituição, o nome dos autores, titula do experimento e local/data 
de realização do experimento. 
 2- Introdução: Compreende uma breve descrição do assunto central do experimento. 
Uma introdução pode conter também uma descrição teórica sobre o objeto em estudo 
extraído de livros textos relacionado ao assunto. 
 3- Objetivos: Parte do relatório onde são apresentados os objetivos específicos do 
experimento, ou seja, o que realmente se quer observar. Este item pode ser o último 
parágrafo da introdução. 
 4- Parte Experimental 
 4.1- Materiais (Reagentes, Vidraria, Equipamentos) 
 4.2- Métodos (Descrição dos procedimentos) 
Deve conter uma descrição precisa e detalhada dos procedimentos utilizados, inclusive 
modificações que tenham sido feitas no roteiro, informando todos os dados 
importantes como qualidade dos reagentes, solventes, tempo, temperatura da reação, 
métodos de análise, etc. Deve conter uma lista dos materiais, instrumentos, reagentes 
e soluções utilizadas. 
5- Resultados e Discussão 
 Os resultados obtidos devem ser apresentados da forma mais clara e completa 
possível, na forma de tabelas, gráficos, equações químicas, cálculos etc. Os dados 
devem estar inseridos dentro de um texto, seguindo uma sequência lógica e de fácil 
entendimento. Os resultados obtidos devem ser discutidos, ou seja, comentados pelos 
autores. Devem discutir possíveis fontes de erro, correlacioná-los com os dados obtidos, 
e, sempre que possível, comparar os resultados obtidos com os da literatura. 
 
6- Conclusões 
Constitui numa análise crítica e resumida do trabalho todo tendo relação estreita com 
os objetivos propostos. Neste item deve ser verificado se os objetivos específicos foram 
atingidos, podendo-se ainda fazer proposições que levem a melhores resultados. 
7- Exercícios de Fixação e Questões Extras 
8- Referências Bibliográficas 
Lista de livros ou obras de referência e artigos de revistas utilizados na confecção dos 
relatórios. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
É OBRIGATÓRIO O USO DA 
APOSTILA DE PRÁTICAS, DESDE O 
PRIMEIRO DIA, PARA ESTAR 
PRESENTE NAS RESPECTIVAS 
AULAS PRÁTICAS!!!! 
 
 
O RELATÓRIO DEVE SER 
MANUSCRITO. 
2 – Apresentação do laboratório 
 
ATIVIDADES PRÉ-LABORATÓRIO: 
1- Leitura da Introdução 
2- Exercícios de Fixação 
ATIVIDADES PÓS-LABORATÓRIO: 
1- Parte experimental; 
2- Resultados e discussão. 
 
Introdução 
Segurança 
O Laboratório é o local construído com a finalidade de se realizar experimentos, ou seja, 
reações químicas e físicas. 
Os reagentes utilizados para preparar as reações oferecem diversos riscos, pois se 
tratam de ácidos fortes, gases, soluções superaquecidas, entre outras. É justamente por 
isso que o estudante deve ter em mãos os chamados equipamentos proteção individual 
(EPI): avental de mangas longas (jaleco) para proteger os braços, sapato fechado e luvas 
de borracha. Deve contar ainda, para um laboratório oferecer maior segurança aos 
estudantes, com água em abundância, equipamentos de primeiros socorros, ventilação 
e iluminação favoráveis. 
Um estudante nunca deve misturar reagentes sem a autorização de seu professor. 
Vidrarias e equipamentos 
Para a execução de qualquer experimento em um laboratório de Química envolve 
geralmente o uso de uma variedade de vidrarias e equipamentos com finalidades 
específicas. 
Exercícios de fixação 
1. Que cuidados devem ser tomados para a diluição de um ácido concentrado? Justifique 
sua resposta. 
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2. O que é capela? 
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3. Como se deve proceder se os olhos forem atingidos por respingos de ácido ou base? 
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4. Por que se deve trabalhar de jaleco em um laboratório de química? 
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Objetivo: 
Conhecer as vidrarias disponíveis no laboratório. 
Materiais 
Vidrarias disponíveis no laboratório como béqueres, pipetas, provetas, balões, buretas, 
erlenmeyers etc. 
Parte experimental 
Preencha a tabela fazendo o desenho dos equipamentos apresentados em sua bancada, 
escreva o nome de cada um deles, a finalidade de uso e o desvio avaliado. 
 
Tabela 1: Equipamentos utilizados em laboratório e suas finalidades 
Desenho do 
equipamento 
Nome Finalidade Desvio Avaliado 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exercícios 
1. Qual a diferença entre uma vidraria graduada e uma volumétrica? 
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_______________________________________________________________________
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_______________________________________________________________________ 
3. Por que as sobras de reagentes devem ser armazenadas e não jogadas na pia ou lixo? 
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________ 
Referências Bibliográficas 
HARRIS, Daniel C. Análise química quantitativa. 7 a . ed. Rio de Janeiro: LTC, 2008. 
 
 
3 – Erros e medidas 
 
ATIVIDADES PRÉ-LABORATÓRIO: 
1- Leitura da Introdução 
2- Exercícios de Fixação 
3- Estudo dirigido 
ATIVIDADES PÓS-LABORATÓRIO: 
4- Parte experimental; 
5- Resultados e discussão. 
 
Introdução 
O processo científico é iniciado com observações, embora estas sejam algumas 
vezes acidentais, são normalmente realizadas sob condições rigorosamente controladas 
no laboratório. As observações podem ser qualitativas (pode-se observar, por exemplo, 
que a cor da oxidação do ferro é simplesmente marrom avermelhada) ou quantitativas 
(pode-se observar qual a massa obtida de um produto numa reação). 
Nenhuma ciência pode progredir muito sem se valer de observações 
quantitativas; isto significa que devemos fazer medidas. Um processo de medida 
envolve, geralmente, a leitura de números em algum instrumento; em consequência, 
tem-se quase sempre alguma limitação no número de dígitos que expressam um 
determinado valor experimentalmente. 
Cada medida, não importando o grau de cuidado com qual ela é feita, está sujeita 
a erro experimental. A magnitude desse erro pode ser expressa, de um modo simples, 
usando-se algarismos significativos. 
 
3.2 Grandeza química 
Uma grandeza sempre pode ser considerada um produto de um valor numérico 
com uma unidade:Grandeza química = número x unidade 
Exemplos: A massa m de um corpo é m = 25,3 g, o volume de um balão volumétrico é 
50 mL. Em química as principais grandezas são: 
 
Tabela 1 – Grandezas básicas em Química 
Grandeza básica Unidade (SI) 
Comprimento M 
Massa Kg 
Volume L 
Quantidade de substância Mol 
 
ERROS: 
É a diferença entre o valor encontrado em uma medida e o valor real desta 
medida. 
Erro = Medida Real – Medida Experimental. 
Entretanto, nem sempre o valor real é conhecido. Existem alguns tipos de erros: 
Erro Grosseiro: aquele cometido por um engano grosseiro, como por exemplo a troca 
de algarismos ao registrar algum número. 
Erro Sistemático: acontece devido a uma causa sistemática, como erro da calibração do 
equipamento ou erro do operador. É um erro repetitivo e difícil de ser detectado. Uma 
forma de encontra-lo é medir uma amostra de valor conhecido e certificado. 
Erros aleatórios: são erros que interferem na precisão de um experimento e fazem com 
que resultado flutue em torno da média. 
 
ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS 
Os algarismos significativos são importantes quando é necessário expressar o 
valor de uma dada grandeza determinada experimentalmente. Esse valor pode ser 
obtido diretamente (ex.: determinação da massa de uma substância por pesagem ou a 
determinação do volume de uma solução com uma pipeta ou bureta) ou indiretamente, 
a partir dos valores de outras grandezas medidas (ex.: cálculo da concentração de uma 
solução a partir da massa do soluto e do volume da solução). 
Quando se fala de algarismos significativos de um número, refere-se aos dígitos 
que representam um resultado experimental, de modo que apenas o último algarismo 
seja duvidoso. O número de algarismos significativos expressa a precisão de uma 
medida. 
A tabela abaixo mostra as regras de arredondamento do número à direita do 
último algarismo significativo: 
Tabela 2: Regras para o arredondamento de números. 
Caso Regra Exemplo 
Maior que 5 Aumenta 1 unidade 5,4987 = 5,499 
Igual a 5 Se o último algarismo 
significativo for par – 
mantém-se igual. Se o 
último algarismo 
significativo for ímpar – 
aumenta 1 unidade. 
Par: 3,2845 = 3,284 
Ímpar: 9,135 = 9,14 
Menor que 5 Mantem-se igual 2,1921 = 2,192 
 
Operações com algarismos significativos: 
 
Soma e subtração: se os dois números a serem somados ou subtraídos têm o mesmo 
número de algarismos, a resposta deve ter o mesmo número de casas decimais que os 
números envolvidos na operação: 
 1,362 x 10-4 
+ 3,11 x 10-4 
 4,472 x 10-4 
O resultado dessa operação deve ser escrito com 3 algarismos significativos, pois o 
menor número de algarismos significativos envolvidos na operação é 3. Dessa forma, 
temos como resposta 4,47 x 10-4. 
 
Multiplicação e divisão: Em uma multiplicação levando em consideração os algarismos 
significativos o resultado deve ter o mesmo número de algarismos significativos do 
operando com a menor quantidade de algarismos significativos. 
3,26 x 10-5 x 1,78 = 5,80 x 10-5 
A potência de 10 não influencia em nada o número de algarismos significativos que 
devem ser mantidos. 
4,02 : 2 = 2 
A não ser que 2 é uma constante, cujo valor tem um número arbitrariamente elevado 
de algarismos significativos. Neste último caso, íamos obter: 
4,02 : 2= 2,01 (aqui 2 - é uma constante, com valor absolutamente certo) 
 
Formas de Medição 
Os instrumentos comuns de medida de volume de líquido são de dois tipos: os que 
medem volume variáveis (e para tanto possuem uma escala graduada) e os que medem 
volumes definidos (e para tanto possuem apenas um risco ou marca). 
A medida de volumes de líquidos, em qualquer um dos instrumentos mencionados, 
implica numa comparação da altura do líquido com uma divisão da escala graduada ou 
com a marca. 
A altura do líquido é definida por um menisco, que geralmente é côncavo, a parte 
inferior do menisco deve ser usada como referência nas medidas de volume. 
O regime de escoamento para qualquer dos instrumentos mencionados para volume 
não é total, sobrando sempre líquido na ponta ou em suas laterais. Para obter medições 
mais precisas, o que fica do volume nos instrumentos, não deve ser transferido, pois 
essa quantidade já é levada em conta pelo fabricante. 
Quando medimos a massa, medimos a quantidade de matéria que a amostra contém. 
Uma vez que a aceleração da gravidade é constante para um ponto determinado da 
superfície terrestre, o peso é proporcional à massa. 
 
 
Figura 1 – Instrumentos de medida de volume. Da esquerda para direita, temos; pipeta 
volumétrica, pipeta graduada, balão volumétrico, bureta e proveta ou cilindro 
graduado. 
 
 
Objetivo: 
Apresentar ao aluno vidrarias de diferentes graus de precisão e através de medições 
práticas realizadas, fazer com que o mesmo possa familiarizar-se com tais instrumentos 
além de fazer aplicações práticas de Algarismos Significativos na obtenção e 
apresentação dos resultados 
 
Exercícios de Fixação 
1. O que é uma grandeza química? 
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________ 
 
2. O que são erros sistemático, aleatório e grosseiro? 
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________ 
 
3. Como é feita a medição de um volume de um líquido? 
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________ 
 
Materiais 
 Provetas de 100 ml, 50 ml e 10 ml 
 Pipeta volumétrica de 5ml 
 Pipeta graduada de 5ml 
 Béquer de 100ml 
 Balão volumétrico de 50ml 
 Bureta de 50ml 
 Balança Analítica 
 
Parte Experimental 
 
1. Comparação de volumes medidos com a proveta e com o balão volumétrico 
 
a) Meça cinquenta mililitros de água destilada em uma proveta adequada e 
transfira para um balão volumétrico de cinquenta mililitros de capacidade. Anote 
as medidas. 
 
Tabela 3: Comparação entre volumes medidos em vidrarias diferentes 
Vidraria Volumes(ml) Justificativa 
Proveta 
Balão Volumétrico 
 
b) Justifique se houve ou não coincidência nas medidas. 
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________ 
 
2. Comparação de volumes medidos com a proveta e com a bureta 
 
a) Recolha cinquenta mililitros de água em uma bureta adequada, transporte para 
uma proveta de 100 ml de capacidade. Anote corretamente os valores medidos. 
 
Tabela 4: Comparação entre volumes medidos em uma bureta e uma proveta. 
Vidraria Desvio Volume (mL) 
Bureta 
Proveta 
 
b) Justifique se houve ou não coincidência entre eles. 
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________ 
 
3. Adição de volumes medidos em instrumentos diferentes 
a) Em uma proveta de cinquenta mililitros de capacidade, adicione : 
 cinco mililitros de água medidos em uma pipeta volumétrica; 
 cinco mililitros de água medidos em uma pipeta graduada; 
 cinco mililitros de água medidos em uma bureta; 
 dez mililitros de água medidos em uma proveta. 
 
Tabela 5: Somatório de volumes medidos em instrumentos diferentes. 
Instrumento Desvio Medida (mL)Pipeta volumétrica 
Pipeta graduada 
Bureta 
Proveta 
 
b) Anote corretamente o volume de água existente na proveta na qual foram 
coletados os líquidos. 
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________ 
 
c) Calcule e expresse o valor resultante da soma dos valores adicionados, 
considerando a precisão de cada instrumento. 
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________ 
 
d) Compare o valor calculado com o valor observado. 
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________ 
 
Parte 4: Treino de pesagem 
a) Pese um béquer de cem mililitros de capacidade e determine a sua massa em 
gramas. Adicione a este béquer cinquenta mililitros de água medidos em uma 
proveta e determine a massa deste conjunto. 
 
Tabela 6: Massas do bequer vazio, do béquer com a água e da água e o volume 
medido. 
Peso do béquer 
Peso do béquer com água 
Peso de água 
Volume estimado de água 
 
b) Comparare o valor do volume de água medido com o valor calculado. 
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________ 
 
c) Justifique se houve coincidência destes valores e as possíveis causas de erros. 
Considere 3OH m/kg10002  . 
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________ 
 
Referências bibliográficas 
HARRIS, Daniel C. Análise química quantitativa. 7 a . ed. Rio de Janeiro: LTC, 2008. 
 
Estudo Dirigido de Algarismos Significativos 
1. Indique quantos algarismos significativos há em cada um dos seguintes números: 
a) 25,42 
b) 15,32 
c) 0,152 
d) 0,000103 
e) 2,01. 10-2 
f) 10,00000 
g) 0,00000000000032 
2. Expresse cada um dos seguintes números com notação exponencial, com um dígito à 
esquerda da vírgula no coeficiente. 
a) 415,546 
b) 0,2654 
c) 0,000000000123 
d) 9000 
e) 300,975 
3. Arredonde cada um dos seguintes números com dois algarismos significativos. 
a) 76,8 
b) 76,4 
c) 76,5 
d) 76,45 
e) 9,545x10-9 
f) 4,789x102 
4. Calcule e expresse, corretamente, o resultado das seguintes operações. 
a) 25,00 mL + 31,2 mL + 9 mL = b) 444 g - 22,2 g= 
c) 20 m  4.000 s = d) 2,0 g/mL x 2,220 mL = 
 
5. Descreva como você procederia para realizar uma pesagem, por diferença, de 5,6643g 
de NaCl, sendo a massa do recipiente (vidro de relógio) igual a 10,2590g. 
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________ 
6) Para a preparação de uma solução a partir de um reagente líquido, qual o material 
utilizado, o procedimento a ser adotado e os cuidados necessários? 
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________ 
7) Faça o arredondamento dos números abaixo, para três casas decimais após a 
vírgula. 
 
a) 120, 4784 = __________ 
b) 83, 1236 = ___________ 
c) 71, 2315 = ___________ 
d) 457,1025 = __________ 
 
 
4 - Teste da Chama 
 
 
ATIVIDADES PRÉ-LABORATÓRIO: 
1- Leitura da Introdução 
2- Exercícios de Fixação 
ATIVIDADES PÓS-LABORATÓRIO: 
3- Parte experimental; 
4- Resultados e discussão. 
 
 
Introdução 
 
Segundo o modelo atômico proposto por Bohr, o átomo é representado por camadas 
ou níveis de energia. O elétron, no átomo de Bohr, descreve uma órbita circular ao redor 
do núcleo sem ganhar ou perder energia. Bohr propôs que ao receber energia o elétron 
fica excitado, passando da sua camada para outra camada mais energética, e quando a 
fonte de energia é retirada o elétron retorna a camada de origem, liberando esta energia 
sob a forma de luz. 
 
 
Figura 1: Representação do modelo atômico de Bohr. 
 
Assim, os átomos excitados de um determinado elemento, ao voltarem ao seu estado 
fundamental, emitem radiação que, quando decomposta, constitui um espectro de 
linhas característico e único do elemento químico. Este espectro de linhas, chamado de 
espectro atômico funciona como uma impressão digital do elemento químico. 
 
 
 
 
E = h
E = h
Figura 02: Espectro Eletromagnético 
 
A análise espectral é o conjunto de técnicas que permitem a identificação dos elementos 
químicos constituintes de uma amostra através da análise dos espectros obtidos. 
A maioria destas técnicas de análise espectral tem como pré-requisito a excitação dos 
átomos da amostra a analisar. O processo de excitação pode ser obtido por: 
 - elevação de temperatura (teste de chama); 
 - descarga elétrica através de uma amostra gasosa e rarefeita; 
 - ação da radiação eletromagnética. 
Uma técnica analítica simples para identificar elementos químicos presentes numa 
amostra é o teste de chama também conhecida como análise elementar por via seca. 
O teste de chama então, se baseia no fato de que elétrons de determinados átomos 
excitados na chama do bico de gás emitem uma radiação visível característica do 
elemento, ao retornarem aos estados energéticos de origem. Essa radiação serve para 
caracterizar, por exemplo, elementos como Na, K, Li, Ca e Sr que possuem energia de 
excitação baixa e também para dosá-los por um método de análise chamado 
espectrofotometria de chama. 
Outra aplicação importante dessa característica dos elementos e a Absorção Atômica. 
Nesse tipo de técnica os elementos são vaporizados em uma chama na qual se faz passar 
um feixe luminoso produzido por uma lâmpada especial constituída pelo próprio 
elemento em estudo. Os átomos vaporizados absorverão somente as radiações 
características dele. Estas radiações são registradas graficamente na forma de um 
espectro de absorção. A absorção do elemento é então comparada com a absorção de 
padrões de concentrações conhecidas. 
Na absorção atômica quase todos os metais são dosados mesmo em pequenas 
quantidades, tornando esse método um dos mais importantes na identificação de 
metais. 
Objetivo: 
Verificar a coloração da chama provocada pela presença de alguns íons metálicos. 
 
Exercícios de Fixação 
1) Faça um resumo com os principais modelos atômicos estudados, relacionando o 
modelo e o experimento. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Parte Experimental 
Materiais e Reagentes: 
 Fósforo 
 Bico de Bunsen 
 Alça de Platina 
 Solução de HCl 3M 
 Água Destilada 
 Béquer 
 Tubos de Ensaio 
 Suporte 
 Soluções de: cloreto de lítio, cloreto de estrôncio, cloreto de potássio, cloreto de 
cálcio e sulfato de cobre (II) 
 Fita de Magnésio 
Metodologia: 
 
 Limpeza da alça 
 
1 - Coloque em um tubo de ensaio um pequeno volume de HCl (aq) e no outro, água 
destilada. 
2 - Mergulhe a alça metálica no ácido e leve a chama aquecendo até o rubro. Repita a 
operação usando água destilada e em seguida ácido, água, etc., até que não se observe 
nenhuma coloração diferente da original da chama. Neste caso,a alça estará 
completamente limpa de íons interferentes. 
 
Figura 3. Limpeza da alça 
 
 Teste com as soluções escolhidas 
1 - Coloque em tubos de ensaio algumas gotas das soluções escolhidas, uma de cada 
vez. 
2 - Introduza a alça metálica, completamente limpa, na solução a ser testada e depois 
leve a alça a chama do bico de gás. 
3 - Anote os dados na tabela própria 
4 - Compare os resultados com os da literatura 
 
Resultados e Discussão 
 
A Tabela 1 indica o símbolo dos elementos e suas cores correspondentes, quando 
submetidas ao teste da chama. 
 
Tabela 01: Cores características de alguns elementos no teste de chama. 
Símbolo Nome Cor Símbolo Nome Cor 
As Arsênio Azul P Fósforo Verde turquesa 
B Boro Verde Pb Chumbo Azul 
Ba Bário Verde Rb Rubídio Vermelha 
Ca Cálcio 
Laranja para 
vermelho 
Sb Antimônio Verde pálido 
Cs Césio Azul Se Selênio Azul celeste 
Cu(I) Cobre(I) Azul Sr Estrôncio Vermelho carmesim 
Cu(II) 
Cobre(II) 
(não-haleto) 
Verde Te Telúrio Verde pálido 
Fe Ferro Dourada Tl Tálio Verde puro 
K Potássio Lilás Zn Zinco Verde Turquesa 
Li Lítio Magenta Mo Molibdênio Verde amarelado 
Mg Magnésio 
Branco 
brilhante 
Na Sódio Amarelo intenso 
 
A Tabela 2 deve ser preenchida com os dados de nome da substância de cada amostra, 
cor da chama e elemento presente. 
Tabela 2: Dados de nome das substâncias, cor da chama e elemento detectado. 
Amostra 
(cor da chama) 
Cor da Chama Elemento presente 
1- 
2- 
3- 
4- 
5- 
6- 
 
 
Conclusões 
 
Anote as conclusões do experimento. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Referências 
 
1- Lula, I.S.; Pádua, A.P. Aulas Práticas de Química Geral; Instituto de Engenharia e 
Tecnologia – UNIBH, Belo Horizonte, 2013 (Adaptado). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5 - Processo De Separação De Misturas 
 
 
ATIVIDADES PRÉ-LABORATÓRIO: 
1- Leitura da Introdução 
2- Exercícios de fixação 
ATIVIDADES PÓS-LABORATÓRIO: 
3- Procedimento operacional 
padrão; 
4- Parte experimental; 
5- Resultados e discussão. 
 
INTRODUÇÃO 
Várias substâncias são encontradas na natureza como misturas de dois ou mais 
componentes. Da mesma forma, quando preparamos compostos no laboratório, 
frequentemente obtemos misturas nas quais as substâncias componentes retêm sua 
identidade e suas propriedades fundamentais. Estas misturas podem ser homogêneas 
ou heterogêneas, dependendo de elas apresentarem uma única fase ou mais de uma 
fase, respectivamente. Por exemplo, o álcool e a água formam uma mistura homogênea, 
mas água e a gasolina são classificadas como uma mistura heterogênea. 
Se um dos componentes de uma mistura estiver presente numa quantidade 
muito maior que os outros componentes, a mistura pode ser considerada como uma 
substância impura e os componentes em menores quantidades são considerados como 
impurezas. Um dos problemas frequentemente encontrados num laboratório de 
química é a separação dos componentes de uma mistura, incluindo a purificação de 
substâncias impuras. Há basicamente dois tipos de processos de separação: os 
processos mecânicos e os processos físicos. 
Nos processos mecânicos de separação não ocorrem transformações físicas ou 
químicas das substâncias, e, geralmente, são utilizados para separar misturas 
heterogêneas. Alguns exemplos de processos mecânicos são a catação, a peneiração, a 
decantação, a centrifugação e a filtração. Por outro lado, nos processos físicos de 
separação ocorrem transformações físicas das substâncias, como por exemplo, a 
mudança de estado líquido para gasoso de uma determinada substância. Esses 
processos de separação são mais eficientes e, geralmente, são usados para separar 
misturas homogêneas e para purificar substâncias. Alguns exemplos são: dissolução 
fracionada, recristalização, fusão fracionada, sublimação, destilação simples e 
fracionada, etc. A filtração é o processo utilizado para a separação de uma mistura 
heterogênea formada por sólidos suspensos em líquidos. 
Certas reações químicas que ocorrem em solução formam sólidos insolúveis 
chamados precipitados. No laboratório, estes precipitados são geralmente separados da 
mistura através de filtração com um papel de filtro. O líquido que passa pelo papel é 
chamado de filtrado e o sólido que permanece no filtro é o resíduo ou precipitado. 
 
Objetivo: 
Realizar a separação de alguns tipos de misturas a fim de conhecer os principais 
processos utilizados e os equipamentos de laboratório envolvidos. 
 
 
Exercícios de Fixação 
1) O que é uma mistura homogênea? E heterogênea? 
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________ 
 
2) Cite exemplos de misturas homogêneas e heterogêneas. 
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________ 
 
3) Explique o processo de destilação fracionada? Qual a sua importância no 
processo de refino do petróleo? 
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________ 
 
Materiais 
 Balança Analítica 
 Pipeta graduada 
 béquer de 100,00 mL 
 pipeta de Pasteur 
 funil de decantação 
 proveta 
 papel de filtro 
 funil 
 suporte universal 
 argola para fixação do funil 
 vidro de relógio 
 imã 
 Três sistemas com as misturas a 
seguir: 
a) Sílica e cloreto de sódio 
b) Água e óleo 
c) limalha de ferro e sílica. 
 
Parte experimental 
 
Para realização de separação de misturas deve-se levar em consideração os 
estados físicos das amostras, se há miscibilidade (a mistura é homogênea ou 
heterogênea), as diferenças de propriedades físicas dos materiais como temperatura de 
fusão ou ebulição, capacidade magnética, densidade. 
Em nosso caso não existe um roteiro e você deverá ser capaz, junto com seu 
grupo e após a explicação do seu professor, de traçar uma estratégia para a separação 
das misturas e a quantificação de cada uma das misturas. 
 Dicas para execução do trabalho: 
1- Observe as misturas fornecidas no laboratório. 
2- Relacione vidrarias e equipamentos necessários para essas medidas por nome. 
3- Trace um roteiro de separação de misturas baseado nas propriedades de cada 
material. 
4- Distribua as tarefas no grupo para que a quantificação seja realizada e 
desenvolva um POP para cada separação de mistura com resultados. 
 
36 
 
POP – Procedimento Operacional Padrão 
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________Resultados 
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________ 
 
Conclusões 
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
37 
 
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________ 
Referências Bibliográficas 
UNA, Centro Universitário. Apostila de Química Geral Prática; Instituto Politécnico - 
UNA. Belo Horizonte, Minas Gerais, 2015. 
 
38 
 
6 - Estequiometria 
 
 
ATIVIDADES PRÉ-LABORATÓRIO: 
1- Leitura da Introdução 
2- Exercícios de Fixação 
ATIVIDADES PÓS-LABORATÓRIO: 
3- Parte experimental; 
Resultados e discussão. 
 
Introdução 
A estequiometria (stoicheon = elemento e metron = medida) é o ramo da química 
que relaciona quantidade das substâncias a partir das fórmulas químicas. 
Modernamente, a Estequiometria compreende as informações quantitativas 
relacionadas a fórmulas e equações químicas, e está baseada nas leis ponderais, 
principalmente, na lei da conservação das massas e na lei das proporções fixas (ou 
definidas) (CAZZARO, 1999). A lei da conservação das massas pode ser enunciada como 
“[...] a soma das massas dos reagentes é sempre igual à soma das massas dos produtos” 
(LAVOISIER, 1785 apud CAZZARO, 1999). Já a lei das proporções fixas pode ser enunciada 
como “[...] uma substância qualquer que seja sua origem, apresenta sempre a mesma 
composição em massa” (PROUST, 1799 apud CAZZARO, 1999). As leis ponderais, 
importantes para o estabelecimento da Química como ciência, estão subjacentes à 
teoria atômica de Dalton (CAZZARO, 1999. Está relacionada com as leis ponderais, 
principalmente da conservação de massa e proporções definidas. 
As leis ponderais estão diretamente relacionadas com a teoria atômica de 
Dalton, onde é possível determinar a quantidade das substâncias que participam das 
reações químicas. 
De uma maneira geral, conhecendo-se a equação de um determinado processo 
químico é possível calcular a quantidade de reagentes e produtos presentes. 
Os cálculos estequiométricos envolvem os seguintes conceitos: 
1- Previsão da quantidade total de produto; 
2- Cálculo da quantidade de reagentes necessários para formar 
determinada quantidade de produtos; 
3- Rendimento reacional; 
4- Cálculo da quantidade dos reagentes levando em conta as purezas; 
5- Reagentes limitantes e reagentes e reagentes em excesso. 
Todos esses conceitos serão estudados em sala de aula. 
Tendo em vista os conceitos de estequiometria, neste experimento serão 
estudadas duas hipóteses para a reação de decomposição de bicarbonato de sódio 
(NaHCO3): 
1ª Hipótese: 
 NaHCO3 (s) → NaOH (s) + CO2 (g) (1) 
2ª Hipótese: 
 2 NaHCO3 (s) → Na2CO3 (s) + H2O (g) + CO2 (g) (2) 
39 
 
Cada uma das hipóteses apresenta produtos diferentes, por exemplo, na 
segunda hipótese há formação de água no estado físico gasoso (H2O(g)) o que não se 
observa na primeira hipótese. Se não houver presença de água nos vapores, a primeira 
hipótese pode ser excluída. A dúvida pode ser sanada, colocando sobre a boca do 
béquer uma placa metálica ou um vidro de relógio, onde o vapor de água poderá ser 
condensado: o que efetivamente acontece (Lula, 2015). Outra forma de analisar as 
hipóteses é por meio da análise do sólido residual obtido a partir de um estudo em um 
sistema aberto. 
Usando os dados de massa molar, temos: 
1ª Hipótese 
NaHCO3(s) → NaOH(s) + CO2(g) 
Massas molares 
NaHCO3 = (23 + 1 + 12 + (3x16)) = 84 g/mol 
NaOH = (23 + 16 + 1) = 40 g/mol 
 
2ª Hipótese 
 
2 NaHCO3 (s) → Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g) 
Cada dois mols de NaHCO3 (2 x 84 g) deveriam formar 1mol de Na2CO3, ou seja 106 g: 
2 mols de NaHCO3 = 2 x 84 = 168 g/mol 
Na2CO3 = ((2 x 23) + 12 + (3 x 16)) = 106 g/mol 
 
Estudo das Hipóteses: 
 
Se partíssemos de 5 gramas de NaHCO3, por exemplo, segundo os cálculos acima 
deveríamos obter, uma vez terminada a REAÇÃO 1: 
84 g de NaHCO3 ------------------ 40g de NaOH x= 2,38 g de NaOH (massa do sólido 
residual) 
5 g de NaHCO3 -------------------- x 
 
 Segundo a REAÇÃO 2: 
 
168 g de NaHCO3 ------------------- 106 g de Na2CO3 x= 3,15 g de NaOH (massa do 
sólido residual) 
5 g de NaHCO3 -------------------- x 
 
Objetivo: 
Determinar qual das hipóteses explica a decomposição térmica do bicarbonato de sódio 
(NaHCO3). 
 
Exercícios de Fixação: 
1. O que é mol ? 
 
40 
 
 
 
2. Como determinar a partir de uma quantidade de massa o número de mols? 
 
 
 
3. Como é feito o cálculo da mossa molecular de um composto? 
 
 
 
4. Faça o balanceamento da equação abaixo. 
HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + H2O 
 
5. Escreva a equação balanceada que descreve a reação entre o KI e o Pb(NO3)2, 
levando a formação de PbI2 e KNO3 
 
 
 
 
 
 
6. Qual quantidade de matéria (mol) contida em 66,2 g de Pb(NO3)2 
 
 
 
 
7. Determine quantos mols de KI são necessários para reagir com 66,2 g de 
Pb(NO3)2. 
 
 
 
 
 
Parte Experimental: 
 Materiais 
 
o Bicarbonato de sódio 
o Béquer; 
o Pinça e/ou garra; 
o Bastão de vidro; 
o Balança; 
o Bico de Bunsen; 
o Tripé; 
o Tela de amianto. 
 
 
 Métodos 
1- Utilizando um béquer, pese cerca de 4 g de bicarbonato de sódio (NaHCO3), 
fazendo as anotações na tabela abaixo: 
 
Tabela 1: Dados de pesagem de bicarbonato de sódio no início do experimento: 
Peso do béquer vazio Peso do Béquer + Amostra Peso da Amostra 
 
**** não esqueça de anotar o desvio da balança**** 
2- Leve o sólido para aquecer no béquer durante 15 minutos, agitando 
constantemente. 
3- Deixe esfriar. 
4- Pese novamente o béquer com a amostra e anote, na tabela abaixo os dados 
solicitados. 
 
Tabela 2: Dados de pesagem de bicarbonato de sódio no início do experimento: 
Peso do béquer vazio Peso do Béquer + Resíduo Peso do Resíduo 
 
**** não esqueça de anotar o desvio da balança**** 
 
5- Calcule qual das hipóteses podem explicar o processo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6- Escreva a equação que corresponde o processo ocorrido. 
 
 
 
 
 
 
7- Leve o béquer ao aquecimento novamente por 5 minutos, para confirmar a 
hipótese e anote os dados solicitados na tabela abaixo: 
 
Tabela 3: Dados de pesagem debicarbonato de sódio no início do experimento: 
Peso do béquer vazio Peso do Béquer + Resíduo Peso do Resíduo 
42 
 
 
**** não esqueça de anotar o desvio da balança**** 
 
8- Calcule o rendimento reacional: 
 
 
 
 
 
 
 
Resultados e Discussão 
 
a) Compare os resultados obtidos nas Tabelas 2 e 3 e discuta se há alguma 
diferença: 
 
 
 
 
b) Qual das duas hipóteses descreve o processo? Escreva a equação e explique: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Conclusões 
a) Escreva as conclusões do experimento: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
43 
 
 
 
 
 
 
 
Referências 
 
1- Lula, I.S.; Pádua, A.P. Aulas Práticas de Química Geral; Instituto de Engenharia e 
Tecnologia – UNIBH, Belo Horizonte, 2015. 
2- Maia, A.S. e Osorio, V.K.L. Decomposição Térmica Do Bicarbonato De Sódio – Do 
Processo Solvay Ao Diagrama Tipoellingham. Quim. Nova, Vol. 26, No. 4, 595-
601, 2003. 
4- Cazzaro, F. Um experimento envolvendo estequiometria. Química Nova na 
Escola, no.10, 53-54, 1999. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
44 
 
7 - Aquecimento e Medida de Temperatura 
 
 
 
ATIVIDADES PRÉ-LABORATÓRIO: 
1- Leitura da Introdução 
2- Exercícios de Fixação 
ATIVIDADES PÓS-LABORATÓRIO: 
3- Parte experimental; 
4- Resultados e discussão. 
 
 
 
Introdução 
Os conceitos relacionados às substâncias levam em conta seu aspecto 
submicroscópico, por exemplo, elemento químico é considerado um tipo de átomo 
(diferenciado pelo número de prótons, ou número atômico), o conceito de substâncias 
envolve um agrupamento definido de determinados átomos que podem ser formados 
por um elemento ou mais elementos, a substância, por sua vez pode ser simples é 
aquela que é formada por apenas um elemento (exemplo, H2, N2, O2, O3), substância 
composta seria aquela formada por mais de um elemento químico (H2O, H2SO4). 
Conhecendo-se as substâncias, é possível estudar os sistemas, sendo que um 
sistema é uma parte do universo em estudo. Temos sistemas homogêneos (que 
apresentam apenas uma fase visível), sistemas heterogêneos (que apresenta mais de 
uma fase visível) e sistemas coloidais (que apresentam mais de uma fase na escala 
microscópica). 
Quando estudamos um sistema, ele pode conter uma ou mais substâncias, o 
sistema formado por uma substância contém uma substância pura, o sistema que 
contém mais que uma substância é uma mistura. Experimentalmente é possível 
determinar o tipo de sistema estudando-se o aquecimento ou resfriamento de um 
sistema. Ao aquecer um sistema, por exemplo, ocorre o aumento da temperatura, no 
entanto, quando ocorre alguma transformação física (passagem de estados físicos, 
sólido para líquido ou líquido para gasoso) a taxa de crescimento da temperatura 
diminui ou a temperatura permanece constante. 
Se o sistema é composto por uma substância pura, a temperatura das duas 
transformações físicas de estado físico sólido até gasoso ou de estado físico gasoso até 
o sólido são constantes. Em caso de misturas, ao menos uma destas duas 
transformações terá uma taxa de crescimento variável (mas em menor quantidade do 
que a do início do aquecimento ou resfriamento). Além disso a mistura pode ser 
classificada como mistura eutética (com ponto de fusão constante e de ebulição 
variável), mistura azeotrópica (com ponto de ebulição constante e de fusão variável), ou 
uma mistura (que apresenta tanto ponto de fusão como de ebulição variável). 
Combustão, aquecimento e temperatura 
Combustão e Fonte de Energia 
45 
 
Uma maneira simples de se obter calor no laboratório é queimando gás de 
cozinha num bico de gás. 
O gás de cozinha ou gás liquefeito de petróleo (GLP), utilizado como combustível no 
bico de gás, é uma mistura gasosa onde predominam o propano (C3H8) e o butano 
(C4H10). 
Quando a combustão do gás consome a quantidade suficiente de ar, ela é completa: 
produz dióxido de carbono (CO2), água e a máxima quantidade de energia possível. Se a 
quantidade de ar for insuficiente, a combustão será incompleta, e haverá produção 
adicional de monóxido de carbono (CO), fuligem (C(s) ) e vários outros produtos, além de 
reduzir a produção de calor. 
O monóxido de carbono é tóxico. 
 Aquecimento de líquidos 
 O aquecimento de líquidos requer cuidados. Quando o aquecimento é feito 
lentamente, as correntes térmicas homogeneízam a temperatura em toda a amostra. 
Se o aquecimento for rápido, uma região do líquido pode se superaquecer, ocorrer 
vaporização de parte do líquido e ocorrer projeção do material. 
 A tela de amianto colocada sob um béquer, onde se aquece água, espalha o calor 
evitando que uma região do fundo do recipiente sofra superaquecimento. As pérolas de 
vidro movimentando-se no meio de um líquido em aquecimento mistura o líquido quente 
com o líquido frio. Também se pode evitar o superaquecimento agitando o líquido com um 
bastão de vidro. 
 A difusão do calor pelas correntes térmicas é a maneira natural de a 
temperatura do líquido ser homogeneizada. 
Quando a pressão de vapor de um líquido iguala-se à pressão atmosférica, ele 
entra em ebulição. O líquido e o vapor entram em equilíbrio térmico e a temperatura 
permanece constante, como você irá comprovar. 
Temperatura 
A temperatura mede o estado de aquecimento de um corpo (muito ou pouco 
quente). Ela é uma propriedade intensiva: não depende da massa do corpo. É a 
temperatura que nos dá a sensação de quente ou frio. Ela é uma medida da energia 
cinética média do material que constitui o corpo. Existem várias maneiras de se medir a 
temperatura. Os termômetros de vidro são frágeis e, portanto, devem ser manuseados 
com cuidado. 
Objetivos: 
Manusear o bico de gás; aquecer líquidos; manusear o termômetro; observar a ebulição; traçar 
gráficos; estudo do aquecimento de um líquido e proposta do tipo de sistema que o 
compõe. 
46 
 
 
Exercícios de Fixação 
 
1- Esboce os gráficos de aquecimento de: (a) uma mistura, (b) uma mistura 
eutética e (c) uma mistura azeotrópica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
47 
 
2- Quais são os principais constituintes do gás liquefeito de petróleo? 
 
3- Quais são as diferenças entre combustão completa e incompleta? 
 
4- Quais são os inconvenientes da combustão incompleta? 
 
 
5- Qual é o principal cuidado que se deve ter ao trabalhar com o bico de gás? 
 
6- Como proceder no caso de vazamento de gás e em caso de incêndio? 
 
7- Como se pode evitar o superaquecimento de líquidos? 
 
8- O que é temperatura? 
 
9- Cite dois cuidados que se deve ter ao utilizar um termômetro. 
 
 
 
 
Parte Experimental 
 
 
1- O manuseio do bico de gás 
 
 Atenção: 
 Não abra demasiadamente as válvulas ao acender o bico de gás. 
 Afaste os objetos e materiais inflamáveis do bico de gás. 
 Se você tem cabelos compridos, prenda-os. 
 Não ligue o bico de gás debaixo do termômetro ou da garra que está presa ao suporte 
metálico. 
48 
 
Para ligar: 
 
1. Localize as válvulas de saída de gás na bancada e na sua mesa 
2. Feche a entrada de ar (uma válvula que fica na parte inferior do 
aparelho); 
3. Acenda um fósforo e o aproxime da parte superior, que é o ponto 
mais alto da câmara de mistura; 
4. Abra a válvula de gás do aparelho; 
5. Regule a chama através dessa válvula; 
6. Regularize a coloração da chama. 
Para desligar: 
Desligue o bico de gás fechando a válvula da mesa e, depois, a válvula do 
bico. 
 
 
2- O manuseio do termômetro: 
 
Exame da escala do termômetro: 
2.1. Qual é a temperatura máxima que o termômetro pode medir?_____________________ 
2.2 Qual é a temperatura mínima que o termômetro pode medir? _____________________ 
2.3. Qual é o valor da menor divisão da escala? ____________________________________ 
2.4. Qual é o valor do desvio avaliado?___________________________________________ 
 Observações importantes: 
1- O desvio avaliado é a metade da menor divisão da escala. 
2- O desvio avaliado é o erro que será atribuídoàs medidas efetuadas com esse 
termômetro. 
 
3- Montagem do Experimento: 
Faça montagem para aquecimento, conforme a figura a seguir. 
 
 
 
 Figura 1: Montagem para o aquecimento 
 
Atenção: 
1. Não encoste o termômetro no 
fundo ou nas paredes do béquer. 
2. A garra que prende o termômetro 
não deve cobrir a região que 
marca 100 oC. 
49 
 
Após a montagem, siga o roteiro a seguir: 
1- Coloque cerca de 100 mL de água destilada em um béquer. 
2- Prenda o termômetro no suporte, calçando a garra com um anel de borracha ou 
uma rolha, de maneira que o seu bulbo (parte inferior) fique imerso na água. 
3- Meça a temperatura da água, sem tirar o termômetro dela. (Este será o ponto 
zero da curva). 
4- Anote a temperatura da água usando o número correto de algarismos e a 
unidade considerando o desvio (na tabela da página 37). 
5- Coloque 5 ou 6 pérolas de vidro ou pedaços de porcelana no béquer. Acenda o 
bico de gás e aqueça o béquer. 
6- Observe as pérolas de vidro, a formação de bolhas de ar e as correntes térmicas, 
durante o aquecimento. 
7- Acompanhe o aquecimento do sistema anotando os dados de temperatura na Tabela 
1, (Pag. 37), em intervalos de tempo fixos de 30 segundos. 
8- Quando o líquido entrar em ebulição continue acompanhando o aquecimento 
por mais três minutos, anotando a temperatura na Tabela 1 (30 em 30 seg.). 
9- Desligue o bico de gás, fechando as válvulas da mesa e depois a válvula do bico 
de gás. 
 
Resultados e Discussão 
1. Descreva o que você observou durante o aquecimento da água. 
 
 
 
 
2. De que são constituídas as bolhas que aparecem na água, no início do 
aquecimento? 
 
 
 
3. De que são constituídas as bolhas que se desprendem da água em ebulição? 
 
 
 
4. Escreva a equação química correspondente à vaporização da água. 
 
 
5. Compare o valor encontrado para a temperatura de ebulição da água com o valor 
esperado (100°C a 1 atm). Explique a discrepância de valores. 
50 
 
 
 
 
6. Com os dados obtidos durante o experimento construa um gráfico mostrando a 
variação da temperatura (eixo Y) em função do tempo (eixo X). Discuta o resultado 
obtido 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
TABELA 1: 
Tempo 
(seg) 
Temperatura (0c) Tempo 
(seg) 
Temperatura (0c) Tempo 
(seg) 
Temperatura (0c) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
51 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GRÁFICO 1: 
 
52 
 
Conclusões 
Escreva as conclusões do experimento: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Referência 
 
3- Lula, I.S.; Pádua, A.P. Aulas Práticas de Química Geral; Instituto de Engenharia e 
Tecnologia – UNIBH, Belo Horizonte, 2015. 
 
53 
 
54 
 
8 - Preparação de Soluções Ácidas e Básicas 
 
 
ATIVIDADES PRÉ-LABORATÓRIO: 
1- Leitura da Introdução 
2- Exercícios de Fixação 
ATIVIDADES PÓS-LABORATÓRIO: 
3- Parte experimental; 
4- Resultados e discussão. 
 
 
 
Introdução 
 
Preparo, diluição e transformação de unidades 
 
 Soluções são misturas homogêneas formadas por dois ou mais constituintes, 
a solução é formada por soluto (substância dissolvida) e solventes (substância 
predominante que dissolve o soluto). Geralmente, o constituinte que confere forma 
física à solução ou que está em maior proporção é denominado solvente e os demais 
solutos. 
 Muitas substâncias são mais facilmente manipuláveis quando estão 
dissolvidas. Por isso, as soluções líquidas são comuns nos laboratórios e merecem, neste 
curso, atenção especial. 
 Uma maneira de quantificar quantidade de soluto presente na solução é 
calculando-se a concentração. 
 Quimicamente uma solução é representada pela fórmula do soluto, o 
solvente (entre parênteses) e, finalmente, acrescenta-se o valor da sua concentração. 
 NaOH (aq) 10% = solução aquosa de hidróxido de sódio 
 I2 (alcóolico) 2,0 g/L = solução alcoólica de iodo 
 NaHCO3 (aq) 0,100 mol/L = solução aquosa de bicarbonato de sódio 
 A quantidade relativa do soluto em uma solução é expressa pela 
concentração. Nessa prática, usaremos apenas a concentração em grama por litro e a 
concentração percentual: 
 g/L: A concentração em gramas por litro refere-se à massa do soluto (em gramas) 
existente em 1 L de solução. 
 % v/v: A concentração percentual em volume por volume refere-se ao volume 
do soluto líquido existente em 100 mL da solução. 
 Dissolução é o processo de incorporar o soluto no solvente, formando um 
sistema homogêneo. A técnica de dissolução mais simples é a agitação do soluto no 
solvente. A preparação das soluções envolve, geralmente, as seguintes etapas: 
 
a) Medir a massa ou o volume calculado do soluto; 
b) Dissolver o soluto, através da agitação, em uma pequena quantidade do 
solvente, contida num béquer; 
c) Transferir, quantitativamente, a solução para o aparelho de medida de volume; 
55 
 
d) Completar o volume com o solvente; 
e) Homogeneizar a solução, por agitação; 
Observações: 
 As soluções de concentrações rigorosas devem ser preparadas usando balão 
volumétrico; 
 As soluções de concentrações aproximadas podem ser preparadas usando 
proveta. 
 Se a solução apresentar impureza sólida, esta deve ser eliminada através de 
filtração. 
 
 As soluções são classificadas como moleculares ou iônicas, de acordo com a 
dissociação do soluto. 
Nas soluções moleculares o soluto não sofre dissociação e a solução é constituída de 
moléculas do soluto e do solvente. 
Ex. I2 (aq) (moléculas de água e iodo), C6H12O6 (aq) (moléculas de água e glicose). 
Nas soluções iônicas, o soluto está dissociado em íons: 
1) Os sais, no estado sólido, são constituídos por íons e em solução encontram-se 
dissociados. 
Exemplo: NaCl (aq): íons sódio (Na+(aq)) e íons cloreto (Cl –(aq) ) 
2) Os ácidos são constituídos por moléculas que sofrem ionização e dissociação 
quando estão em solução. Exemplo: HNO3(aq): íons hidrônio (H +(aq)e íons 
nitrato (NO3 (aq)). 
3) Os hidróxidos são iônicos e em solução estão dissociados. 
Exemplo: NaOH(aq) : íons hidroxila (OH (aq) e íons sódio (Na+ (aq)). 
 Conhecer a composição de soluções iônicas e soluções moleculares tem 
importância do ponto de vista teórico e prático. 
 Nesta aula você preparará as soluções de sulfato de cobre II e de amônia, 
fará diluição do álcool e uma filtração simples. 
 
Soluções são misturas homogêneas que podem ser preparadas a partir da 
dissolução de um soluto ou a partir de outra solução mais concentrada. 
Contração: 
Unidades de concentração: 
 
Parte Experimental 
 
1 – Preparo de 100 mL de uma solução de NaHCO3(bicarbonato de sódio) a 0,5 mol/L. 
 
1.1- Calcule a massa molar do bicarbonato de sódio. 
 
 
 
 
 
 
56 
 
1.2- Calcule qual a massa de bicarbonato necessária para produzir a quantidade de 
solução proposta. 
 
 
 
 
 
 
 
 
1.3- Verifique no frasco a pureza do reagente. 
 
 
 
 
 
 
 
1.4- Qual a quantidade de reagente necessária para produzir a quantidade de solução 
proposta? (Calcule) 
 
 
 
 
 
 
 
Meça a massa de reagente, calculada, em um béquer e dissolva o reagente 
completamente com o auxílio de um bastão de vidro em, aproximadamente, 50 mL de 
água destilada. Filtre a solução e transfira-a quantitativamente a solução para um balão 
volumétrico de 100 mL e complete o volume proposto com água destilada. 
Volume da solução preparada (com o desvio):__________________________________ 
Concentração da solução preparada (em mol/L):________________________________ 
Calcule a concentração da solução preparada em: 
 
a) g/L 
 
 
 
 
b) %m/v 
 
 
 
57 
 
 
 
 
c) %m/m 
 
 
 
2 – Preparo de 40 mL de uma solução de HCl (ácido clorídrico) a 0,25 mol/L a partir de 
uma solução de HCl a 1,00 mol/L 
 
 
2.1- Calcule o volume de solução de HCl a 1,00 mol/L necessário para produzir a 
solução proposta. (C1.V1=C2.V2) 
 
 
 
 
 
 
2.2- Meça, em uma proveta, a quantidade de solução ácida calculada e adicione água 
até obter o volume proposto. 
2.3- Misture a solução com um bastão de vidro e transfira-a para um frasco rotulado. 
2.4- Faça a equação de dissolução do ácido clorídrico. 
 
 
 
 
2.5- Faça a equação de dissociação do ácido clorídrico, na qual há formação de íons 
H+(aq) e Cl-(aq). 
 
 
 
 
 
 
 
Volume da solução preparada (com o desvio):__________________________________ 
Concentração da solução preparada (em mol/L):________________________________ 
Calcule a concentração da solução preparada em: 
 
a) g/L 
 
 
 
 
b) %m/v 
58 
 
 
 
 
 
 
 
c) %m/m 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 – Determinação do pH de uma solução ácida a partir de uma solução padrão de NaOH 
a 1,0 mol/L. 
 
1- Meça 10,00 mL da solução problema com uma pipeta volumétrica (a pipeta 
volumétrica já estará em ambiente) e transfira para um elermeyer. 
2- Adicione uma gota de fenolftaleína. 
3- Titule a solução medida, com o auxílio de uma bureta que já contém a solução 
de NaOH padrão. 
4- Anote a quantidade de NaOH consumido assim que a solução no erlemeyer ficar 
rosa claro. 
5- Faça a equação de dissolução do NaOH(s), formando Na+(aq) e OH-(aq). 
 
 
 
 
 
 
 
6- Sabendo que a reação que ocorre entre um ácido e uma base é a de 
neutralização, segundo a equação abaixo: 
H+(aq) + OH-(aq) → H2O(l) 
Calcule a concentração de ácido presente na solução problema. (C1.V1=C2.V2) 
 
 
 
 
 
59 
 
 
 
 
7- Calcule o pH da solução estoque. (pH = -log [H+]). 
 
 
 
 
 
60 
 
 
9 - Eletroquímica 
 
 
ATIVIDADES PRÉ-LABORATÓRIO: 
1- Leitura da Introdução 
2- Exercícios de Fixação 
3- Exercícios complementares 
ATIVIDADES PÓS-LABORATÓRIO: 
4- Parte experimental; 
5- Resultados e discussão. 
 
 
Introdução 
 
Redução e Oxidação 
Em uma reação redox uma substância ou espécie perde elétrons (sofre 
oxidação), enquanto outra substância ganha elétrons (sofre redução). Exemplos: 
Oxidação: Na → Na+ + e 
Redução: Na+ + e → Na 
A espécie que oxida (perde elétrons) na reação é o agente redutor, já a espécie 
que reduz (ganha elétrons) é o agente oxidante. 
Cabe ressaltar que a oxidação acontece simultaneamente com a redução. Para 
um fenômeno acontecer, necessariamente o outro também acontece. 
 
Pilha 
A pilha galvânica é um sistema no qual a energia química é transformada em 
energia elétrica de modo espontâneo. 
A pilha é caracterizada por uma diferença entre seus eletrodos. Segundo a 
convenção de sinais usada pela IUPAC, o potencial da pilha é igual a diferença entre o 
potencial de redução do catodo e o potencial de redução do anodo. 
 
Epilha = Ecatodo - Eanodo 
Os elétrons liberados no eletrodo onde há oxidação (anodo) passam pelo circuito 
externo para o eletrodo onde há redução (catodo) de forma espontânea. Assim, o Epilha 
sempre é positivo. 
 
Célula eletrolítica 
É um dispositivo no qual energia elétrica é fornecida em um sistema para que 
aconteça uma reação química. Ou seja, o processo eletrolítico é um processo não 
espontâneo responsável pela decomposição de uma substância por corrente elétrica. 
Esse processo é muito utilizado para a fabricação de alguns produtos, como por exemplo 
alumínio. 
 
Eletrodo 
São dispositivos que removem elétrons do agente redutor, no anodo) e servem 
como fonte de elétrons para o agente oxidante (no catodo). 
 
 
61 
 
 
Objetivo 
Compreender o princípio de funcionamento de uma pilha e de uma célula 
eletrolítica. 
Exercícios de Fixação 
1. Como podemos verificar a espontaneidade de uma reação redox? 
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________ 
 
2. Cite aplicações práticas das reações redox. 
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________ 
 
3. O que é anodo? E catodo? 
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________ 
 
4. Em uma célula eletrolítica, qual a prioridade de oxidação e de redução? 
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________ 
 
5. O que é um eletrólito? Por que as reações redox acontecem em soluções 
eletrolíticas? 
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________ 
 
6. Desenhe uma pilha galvânica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
7. Desenhe uma célula eletrolítica. 
62 
 
 
Materiais 
 
 Béquer de 100 mL 
 Béquer de 250 mL 
 Tubo de vidro em U 
 Voltímetro 
 Fonte de corrente contínua 
 Eletrodos de grafite 
 Fios e conectores 
 Placas de Cu e Zn 
 Solução de sulfato de cobre 1 mol/L 
 Solução de sulfato de zinco 1 mol/L 
 Solução de cloreto de sódio 3% (m/v) 
 Solução de cloreto de sódio 1 mol/L 
 Solução de fenolftaleína 
 
 
Parte Experimental 
 
1. Pilha Galvânica 
a) Calcule a diferença de potencial teórica para uma pilha de cobre e zinco. 
 
 
 
 
 
 
 
b) Identifique o anodo:______________________ 
 
c) Identifique o catodo: _______________________ 
 
d) Preencha o tubo em U com a solução de cloreto de sódio 3% Feche as 
extremidades com chumaços de algodão e verifique se há a formação de 
bolhas na parte interna do tubo. Monte a pilha de zinco e cobre conforme a 
orientação do professor. Faça a leitura no voltímetro. 
 
e) Compare a diferença de potencial teórica e a encontrada na prática. 
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________ 
 
2. Célula eletrolítica 
 
a) Em um béquer de 250 mL, adicione uma quantidade de solução de NaCl 
suficiente para cobrir os eletrodos de grafite. Adicione 3 gotas de 
fenolftaleína. 
b) Faça as conexões elétricas