Apostila_de_quimica_geral_pratica

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE CATALÃO/UFG 
 
 
 
 
 
 
Química Geral 
Prática 
 
 
 
 
 
 
 
2020-1
1 
 
INSTRUÇÕES GERAIS PARA O TRABALHO NO LABORATÓRIO 
 
 Para sua proteção e bom desempenho nas tarefas manuais e 
experiências desenvolvidas neste laboratório de Química, solicitamos a 
rigorosa observância das regras de segurança descritas abaixo. 
 
1. Nas dependências do laboratório, é obrigatória a utilização de óculos de 
proteção, calças compridas, jaleco e calçado fechado de couro ou similar. 
2. Não inicie qualquer experiência sem a autorização do professor. 
3. O trabalho em laboratório exige concentração, portanto não converse 
desnecessariamente nem distraia seus colegas. 
4. É proibido fumar nas dependências do laboratório. 
5. Utilize sempre pêras de borracha para pipetar os reagentes. Jamais faça 
este procedimento utilizando a boca. 
6. Nunca tente identificar reagentes químicos pelo cheiro, colocando o nariz 
diretamente na borda do frasco. Isto pode ser muito perigoso. 
7. Quando estiver manuseando produtos químicos, não leve as mãos à boca 
ou aos olhos. 
8. Lave cuidadosamente as mãos com bastante água e sabão, após terminar a 
execução do experimento. 
9. Não coloque alimentos nas bancadas, armários e geladeiras dos 
laboratórios. 
10. A vidraria de laboratório não deve ser utilizada como utensílio doméstico. 
11. É proibido se alimentar no laboratório. 
12. Não use lentes de contato. Elas podem ser danificadas por produtos 
químicos, causando graves lesões. 
13. Trabalhe com produtos tóxicos somente na capela. 
14. Evite o contato de produtos tóxicos com a pele. 
15. Interrompa o trabalho imediatamente, caso apresente algum sintoma de 
intoxicação. Avise o professor ou o técnico do laboratório e dirija-se para fora 
do laboratório. 
16. Em caso de quebra de vidrarias, derramamento de líquidos inflamáveis, 
produtos tóxicos ou corrosivos, tome as seguintes providências: interrompa o 
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trabalho; avise as pessoas próximas sobre o ocorrido; não tente fazer a 
limpeza; alerte imediatamente o responsável pelo laboratório. 
17. Somente use chamas em locais permitidos. 
18. Antes de acender o bico de Bunsen, verifique: vazamentos; dobras no tubo 
de gás; ajuste inadequado entre o tubo de gás e suas conexões; a existência 
de inflamáveis ao redor. Qualquer irregularidade, não acenda, comunique o 
responsável pelo laboratório. Após o uso, verifique se os registros de gás estão 
fechados corretamente. 
19. Sem a autorização do professor ou do técnico de laboratório é 
expressamente proibido: abrir frascos e manipular reagentes químicos; ligar 
qualquer equipamento; abrir registro de ar comprimido ou de gás; descartar 
reagentes na pia. 
20. Caso tenha dúvida, informe-se com o professor ou técnico do laboratório 
sobre a forma correta de descartar resíduos dos experimentos. 
21. Cabelos longos devem ser acomodados com presilhas ou touca para evitar 
contato acidental com reagentes ou chama. 
22. Não mantenha sobre a bancada de trabalho, bolsas e outros objetos 
pessoais estranhos ao experimento. 
23. Antes de colocar as mãos sobre chapas de aquecimento, telas de amianto 
ou outro equipamento que gere calor, verifique se os mesmos não estão com 
temperatura elevada. 
24. Seringas e outros materiais pérfuro-cortantes devem ser descartados em 
recipiente próprio. Jamais jogue estes materiais no lixo comum. 
25. Identifique a saída de emergência do laboratório e a localização do 
chuveiro e lava-olhos. Em caso de incêndio ou acidente, dirija-se a estes locais, 
mantendo a calma. 
26. Não tente utilizar extintores de incêndio ou hidrantes, caso não tenha 
conhecimento. Comunique o fato ao responsável pelo laboratório ou à 
vigilância da universidade. 
 
LEMBRE-SE SEMPRE: 
VOCÊ TAMBÉM É RESPONSÁVEL PELA SEGRURANÇA! 
 
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VIDRARIAS COMUNS 
 
 Nas aulas práticas de Química Geral, o aluno terá a oportunidade de 
manusear os seguintes materiais: 
 
1. Tubo de ensaio: usado em reações químicas, principalmente em testes de 
reações. 
2. Copo de Béquer: usado no aquecimento de líquidos, reações de 
precipitação, etc. 
3. Frasco de Erlenmeyer: usado em titulações e aquecimento de líquidos. 
4. Balão de fundo chato: usado para aquecer e armazenar líquidos. 
5. Balão de fundo redondo: usado em reações com desprendimento de gases e 
também para aquecerem líquidos. 
6. Balão de destilação: usado em destilações. Possuindo saída lateral para 
condensação dos vapores. 
7. Proveta ou cilindro graduado: usado em medidas aproximadas de volumes 
de líquidos. 
8. Pipeta volumétrica: mede volumes fixos de líquidos. 
9. Pipeta graduada: usada para medir volumes variáveis de líquidos. 
10. Funil de vidro: usado em transferência de líquidos e em filtrações de 
laboratório. O funil com colo longo de estrias é chamado de funil analítico. 
11. Frasco de reagentes: usado no armazenamento de soluções. 
12. Bico de Bunsen: usado no aquecimento de laboratório. 
13. Tripé de ferro: usado para sustentar a tela de amianto. 
14. Tela de amianto: usada para distribuir uniformemente o calor em um 
aquecimento de laboratório. 
15. Cadinho de porcelana: usado para aquecimento a seco (calcinações) no 
Bico de Bunsen e na Mufla. 
16. Triângulo de porcelana: usado para sustentar cadinhos de porcelana em 
aquecimentos diretos no bico de Bunsen. 
17. Estante para tubo de ensaio: suporte de tubo de ensaio, 
18-19. Funis de separação: usados na separação de líquidos imiscíveis. 
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20. Pinça de madeira: usada para segurar tubos de ensaio durante 
aquecimentos diretos no bico de Bunsen. 
21. Almofariz e Pistilo: usado para triturar e pulverizar sólidos. 
22. Cuba de vidro: usada para banhos de gelo e fins diversos. 
23. Vidro de relógio: usado para cobrir béqueres em evaporações, pesagens e 
fins diversos. 
24. Cápsula de porcelana: usada para evaporar líquidos em soluções. 
25. Placa de Petri: usada para cultivo de colônias de microorganismos e em 
fins diversos. 
26. Dessecador: usado para resfriar substâncias em ausência de umidade. 
27. Pesa-filtro: usada para pesar sólidos que absorvem umidade. 
28. Lima triangular: usada para cortes de vidro. 
29. Bureta: usada para medir volumes precisos de líquidos, em análises 
volumétricas. 
30. Frasco lavador: usado para lavagens, remoção de precipitados e outros 
fins. 
31. Pisseta: usada para os mesmos fins do frasco lavador. 
32. Balão volumétrico: usado para preparar e diluir soluções. 
33. Picnômetro: usado para determinar a densidade de líquidos. 
34. Suporte universal: usado junto com a garra para sustentação de peças. 
35. Argola para funil: usado como suporte de funil. 
36. Mufla: usada para sustentar garras. 
37. Garra metálica: usada para sustentação de peças, tais como condensador, 
funil de decantação e outros fins. 
38-39. Kitassato e funil de Büchner: usado em conjunto para filtrações a vácuo. 
40. Trompa de vácuo: usada em conjunto com o Kitassato e o funil de Büchner. 
41. Termômetro: usado para medidas de temperaturas em diversos fins. 
42. Vara de vidro: usada para montagens de aparelhos, interligações e outros 
fins. 
43. Bastão de vidro: usada para agitar soluções, transporte de líquidos na 
filtração e outros fins. 
44. Furador de rolhas: uso relativo ao nome. 
45. Kipp: usado na produção de gases, tais como H2S, CO2 etc. 
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46. Tubo em U: usado em eletrólise e outros fins. 
47. Pinça metálica Casteloy: usada para transporte de cadinhos e outros fins. 
48. Escova de limpeza: usada para limpeza de tubos de ensaio e outros 
materiais. 
49-50. Pinça de Mohr e Pinça de Hoffman: usadas para impedir ou diminuir 
fluxos gasosos. 
51. Garra para condensador: usado para sustentar condensadores na 
destilação. 
52-53-54. Condensadores: usado para condensar os gases ou vapores na 
destilação. 
55-56. Espátulas: usada para transferência de substâncias sólidas. 
57. Estufa: usada para secagem de materiais(até 200º C). 
58. Mufla: usada para calcinações (até 1500º C) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 1 
MEDIDAS DE MASSA E VOLUME – DETERMINAÇÃO DE DENSIDADE 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
 Usualmente os experimentos de química envolvem medidas de massa e 
de volume. Essas medidas possibilitam uma relação entre o mundo 
macroscópico e mundo molecular, para que possam ser estabelecidas as 
relações estequiométricas previstas nas reações químicas. 
 O instrumento mais importante para medidas de massa é a balança. Em 
um laboratório de química geralmente está disponível balanças analíticas, com 
precisão de 0,1 mg (0,0001g). As balanças modernas são eletrônicas e 
dispõem de um sensor de pressão que é a peça principal de um mecanismo 
eletrônico que oferece a leitura direta do peso da amostra em um mostrador 
digital. 
 Para a medida de volume um laboratório de química dispõe de uma 
série de vidrarias graduadas para aferir corretamente os mais diversos volumes 
desejados. Dentre essas vidrarias, destacam-se a proveta, a bureta, a pipeta e 
o balão volumétrico. Esses materiais não devem ser secos em estufas ou 
submetidos a grandes variações de temperatura, pois pode ocorrer dilatação, e 
consequentemente, perca da graduação. 
 
2. OBJETIVO 
 
 Utilizar as técnicas para medida de massa e medida de volume para 
determinar a densidade de sólidos e líquidos. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES NECESSÁRIOS 
 
 balança analítica 
 vidrarias volumétricas 
 vidrarias não-volumétricas 
 
 picnômetro 
 amostras sólidas 
 amostras líquidas 
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4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
4.1. Determinação da densidade absoluta de sólidos por medidas 
geométricas 
 
- Tome o sólido e meça com auxílio de um paquímetro o tamanho dos lados da 
forma geométrica. 
- Pese a amostra. 
- Repita o procedimento para outros sólidos disponíveis. 
 
4.2. Determinação da densidade absoluta de sólidos por deslocamento de 
volume 
 
- Pese a amostra. 
- Coloque água destilada na proveta, sem permitir que o volume máximo da 
proveta seja atingido (o volume da amostra mais o volume do líquido não deve 
atingir o volume máximo da proveta). 
- Mergulhe a amostra na proveta; 
- Determine o deslocamento de água produzido pela imersão do sólido. 
- Repita o procedimento para outros sólidos disponíveis. 
 
4.3. Determinação da densidade relativa de líquidos - método do 
picnômetro 
 
A- Calibração do volume do picnômetro 
 
- Lave o picnômetro com água destilada e utilize uma pequena fração de 
acetona para secar (peça orientações ao professor). 
- Manusear o picnômetro sempre utilizando papel toalha, não encostar 
diretamente com a mão. 
- Aguarde a evaporação do solvente e pese o picnômetro vazio em uma 
balança analítica. 
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- Encha o picnômetro com água destilada (conforme instruções dadas na aula), 
enxugue cuidadosamente a parte externa e determine a massa do mesmo com 
a água. 
- Use a densidade da água para determinar o volume do picnômetro. 
 
B- Medidas da densidade de líquidos 
 
- Seque novamente o picnômetro com acetona. 
- Em seguida encha o picnômetro com o solvente (cuidado para não haver a 
formação de bolhas) e coloque a tampa de maneira que o excesso de líquido 
escorra pelo capilar. Com um pano ou papel poroso, enxugue o líquido 
presente na parte externa do picnômetro. Raspe a parte superior. 
- Pese o picnômetro (contendo o líquido) em uma balança analítica e anote a 
massa. 
- Repita o procedimento para os outros líquidos disponíveis. 
 
5. ORIENTAÇÕES PARA O RELATÓRIO 
 
- Apresentar os valores de densidades para cada sólido ou líquido obtidos 
através dos experimentos conduzidos para a determinação da massa e do 
volume. 
- Comparar os valores obtidos com dados tabelados. 
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EXPERIMENTO 2 
MANUSEIO DO BICO DE BUNSEN - TESTE DA CHAMA 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
1.1. Bico de Bunsen 
 
 O bico de Bunsen foi inventado por Robert Wilhelm Bunsen em 1965. É 
utilizado em laboratório com a finalidade de produzir calor através da 
combustão. Para que ocorra a combustão é necessária a reação entre o 
combustível e o comburente. 
 O combustível usado no laboratório é o gás comum de rua ou G.L.P 
(propano, C3H8 e butano, C4H10) e o comburente o oxigênio do ar atmosférico. 
Desta reação tem-se como produtos o gás carbônico (CO2), o monóxido de 
carbono (CO), vapor de água e calor. 
 Quando as quantidades dos componentes da combustão são 
estequiométricas, isto é, não existe excesso de nenhum deles, obtém-se a 
maior quantidade de calor da reação. Qualquer componente da reação sem 
reagir, rouba o calor da reação, abaixando o poder calorífico da chama. 
 O bico de Bunsen é constituído de: base (local por onde entra o 
combustível); anel (controla a entrada de ar – comburente) e corpo (onde 
ocorre a mistura dos componentes da combustão), conforme Figura 1. 
 
Figura 1. Esquema de um bico de Bunsen. 
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 Como se observa na figura acima, com o anel de regulagem do ar 
primário parcialmente fechado, distingue-se três zonas da chama: 
a) Zona externa: violeta pálida, quase invisível, onde os gases expostos ao ar 
sofrem combustão completa, resultando CO2 e H2O. Esta zona é chamada de 
zona oxidante. 
b) Zona intermediária: luminosa, caracterizada por combustão incompleta, por 
deficiência do suprimento de O2. O carbono forma CO (monóxido de carbono) o 
qual se decompõe pelo calor, resultando em diminutas partículas de C que, 
incandescentes dão luminosidade à chama. Esta zona é chamada de zona 
redutora. 
c) Zona interna: limitada por uma “casca” azulada, contendo os gases que 
ainda não sofreram combustão. 
 Dependendo do ponto da chama a temperatura varia, podendo atingir 
1560o C. Abrindo-se o registro de ar, dá-se entrada de suficiente quantidade de 
O2 (do ar), dando-se na região intermediária combustão mais acentuada dos 
gases, formando, além do CO, uma quantidade maior de CO2 (dióxido de 
carbono) e H2O, tornando assim a chama quase invisível. 
 Os procedimentos básicos, na operação correta do bico de Bunsen são: 
1. Fechar o anel de entrada do ar primário (combustão incompleta); 
2. Abrir moderadamente a válvula do gás; 
3. Acender a chama; 
4. Abrir o anel de ar primário e ajustar a cor da chama regulando a entrada de 
ar (uma chama azul tendo um cone interno é a mais adequada); 
5. Fechar a entrada de ar primário; 
6. Fechar a válvula do gás. 
 
1.2. Teste da chama 
 
 Quando um átomo de um elemento químico se encontra em seu estado 
fundamental, seus elétrons ocupam os níveis mais baixos de energia possíveis. 
Por outro lado, quando o átomo absorve energia de uma fonte externa, um ou 
mais elétrons absorvem essa energia e saltam para níveis externos de maior 
energia (mais energéticos). Quando uma situação como essa ocorre, diz-se 
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que o átomo encontra-se em um estado excitado. A energia (E) que o elétron 
absorve para saltar de um nível para outro e dada por: 
ΔE = E2 - E1 
Sendo: 
E2: a energia do nível mais energético 
E1: a energia do nível menos energético. 
 
 Portanto, se a quantidade de energia fornecida for menor do que ΔE, o 
elétron permanece em sua camada. Por outro lado, se a quantidade de energia 
fornecida for maior que ΔE, o átomo (no estado excitado) encontra-se em uma 
situação onde existe espaço livre em níveis de energia mais baixos. Assim, o 
elétron excitado, ou seja, o elétron que se encontra em um nível mais 
energético, pode cair deste nível e ocupar este espaço livre. Quando isso 
acontece, o átomo volta, então, ao seu estado fundamental, ao mesmo tempo 
em que emite esta energia (na forma de luz) que foi primeiramente absorvida 
na forma de radiação eletromagnética. Como os átomos podem ter diferentes 
camadas, podem ocorrer diferentes transições eletrônicas (absorção e 
emissão). Nesse sentido, as transições envolvidas para cada espécie estarão 
relacionadas comvalores bem definidos de energia. Quando essas emissões 
ocorrem na região do visível (comprimentos de onda entre 400 nm e 750 nm), 
pode-se identificar visualmente uma determinada espécie a partir da cor 
emitida. Na Tabela 1 são apresentados alguns exemplos de coloração de 
chamas, devido à presença de alguns cátions em estado excitado. 
 
Tabela 1. Coloração típica de chamas. 
Elemento Cor da Chama Elemento Cor da chama 
Antimônio Azul-esverdeada Cobre Verde 
Arsênio Azul Estrôncio Vermelho-tijolo 
Bário Verde-amarelada Lítio Carmim 
Cálcio Alaranjada Potássio Violeta 
Chumbo Azul Sódio Amarela 
Fonte: VAITSMAN, D. S.; BITTENCOURT, O. A. Ensaios químicos qualitativos. 
Rio de Janeiro: Interciência, 1995. 
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2. OBJETIVO 
 
 Aprender a utilizar o bico de Bunsen e as técnicas de aquecimento em 
laboratório; identificar, por meio da cor produzida, alguns cátions metálicos. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES NECESSÁRIOS 
 
 bico de Bunsen 
 béqueres 
 termômetro 
 tripé 
 tela de amianto 
 tubo de ensaio 
 pinça de metal 
 água destilada 
 corante azul de metileno 
 fio de cobre 
 fio de alumínio 
 fita de magnésio 
 esponja de aço 
 CaCl2 sólido 
 LiCl sólido 
 CuSO4 sólido 
 KCl sólido 
 Sr(NO3)2 sólido 
 BaCl2 sólido 
 NaCl sólido 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
4.1. Mobilidade molecular em líquidos 
 
- Em um béquer de 100 mL, aqueça 50 mL de água até ebulição. 
- A um segundo béquer de 100 mL, adicione 50 mL de água de torneira, na 
temperatura ambiente. 
- Cuidadosamente e sem agitação, adicione a cada um dos béqueres, da 
mesma maneira, algumas gotas de solução de corante azul de metileno e 
observe as diferenças de comportamento do corante. 
- Utilize um termômetro para medir as temperaturas da água nos dois béqueres 
e anote as suas observações sobre a mobilidade das moléculas. 
 
 
 
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4.2. Ponto de fusão de metais 
 
- Com o auxílio de uma pinça de METAL, prenda um pedaço de fio de cobre e 
exponha o metal à chama do bico de Bunsen. 
- Identifique em qual região da chama o metal funde. 
- Identifique as temperaturas aproximadas de cada uma das regiões da chama 
do bico de Bunsen, de acordo com o ponto de fusão do metal testado, e anote 
as suas observações. 
- Repita o procedimento para os outros metais disponíveis. 
 
4.3. Teste da chama 
 
- Acenda o bico de Bunsen e calibre a entrada de ar de modo a obter um 
chama azulada quase transparente. 
- Limpe o fio que será utilizado no experimento com uma esponja de aço e 
enxágue com água destilada. 
- Este processo deve ser repetido até que o fio, quando aquecido, não 
apresente coloração à chama. 
- Molhe o fio com água destilada e o coloque em contato com os seguintes sais 
(um sal de cada vez): CaCl2, LiCl, CuSO4, KCl, Sr(NO3)2, BaCl2, NaCl. 
- Enxágue o fio com água destilada sempre que for mudar de sal. 
- Leve o fio até a chama e observe a coloração para cada um dos sais. Anote 
os resultados. 
 
OBSERVAÇÃO: O cloreto de sódio normalmente contamina as demais 
amostras, adulterando os resultados; por este motivo, deve ser deixado por 
último. 
 
5. ORIENTAÇÕES PARA O RELATÓRIO 
 
- Explicar o funcionamento do bico de Bunsen, abordando combustão, entrada 
de ar no equipamento, cor da chama, os responsáveis pelas cores dos sais. 
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EXPERIMENTO 3 
SEPARAÇÃO DE MISTURAS 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
 As misturas de substâncias são constituídas por vários componentes 
(sólidos, líquidos ou gasosos). Na natureza, raramente encontramos 
substâncias puras. Em função disso, é necessário utilizarmos métodos de 
separação se quisermos obter uma determinada substância. Para a separação 
dos componentes de uma mistura, ou seja, para a obtenção separada de cada 
uma das suas substâncias puras que deram origem à mistura, utilizamos um 
conjunto de processos físicos. Esses processos não alteram a composição das 
substâncias que formam uma dada mistura. 
 A escolha dos melhores métodos para a separação de misturas exige 
um conhecimento anterior de algumas das propriedades das substâncias 
presentes. Muitas vezes, dependendo da complexidade da mistura, é 
necessário usar vários processos diferentes, numa sequencia que se baseia 
nas propriedades das substâncias presentes na mistura. 
 
2. OBJETIVO 
 
 Separar uma mistura de substâncias através de processos físicos. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES NECESSÁRIOS 
 
 balança analítica 
 mistura (água, etanol, cloreto 
de sódio e cobre) 
 balão de fundo redondo 
 manta de aquecimento 
 condensador reto 
 proveta 
 béquer 
 funil 
 termômetro
 
 
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4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
- Pese um papel filtro e anote a massa. 
- Filtre a mistura (água, etanol, cloreto de sódio e cobre) utilizando o papel filtro 
previamente pesado para separar o cobre. 
- Coloque o papel filtro em um vidro de relógio para secar em estufa a 50ºC. 
- Depois de seco pese o papel filtro com o cobre e por diferença determine sua 
massa. 
- Transfira o filtrado para um balão de fundo redondo. 
- Acople o balão de fundo redondo, contendo o filtrado, ao sistema de 
destilação. 
- Aqueça o balão com o auxílio de uma manta de aquecimento. 
- Ao iniciar o processo de destilação, anote a temperatura de ebulição do 
líquido destilado (ponto de ebulição do etanol = 78,4ºC). 
- Interrompa a destilação quando a temperatura começar a ultrapassar 80ºC. 
- Anote o volume de etanol coletado na proveta. 
- Desligue a manta de aquecimento e aguarde por, aproximadamente, 10 
minutos para o resfriamento do sistema. 
- Transfira o conteúdo do balão de fundo redondo para uma proveta de 25 mL e 
anote o volume de água restante. 
- Pese um béquer de 50 mL. 
- Transfira o conteúdo da proveta para o béquer previamente pesado. 
- Aqueça cuidadosamente o béquer, com o auxílio de um bico de Bunsen, até a 
completa evaporação da água. 
- Pese o béquer contendo o cloreto de sódio e determine sua massa por 
diferença. 
 
5. ORIENTAÇÕES PARA O RELATÓRIO 
 
- Determinar quantas fases visíveis havia na mistura inicial e quantas 
substâncias puras foram isoladas. 
- Fazer a comparação das quantidades iniciais de cada substância com as 
quantidades obtidas e descrever o nome de cada processo de separação 
utilizado. 
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EXPERIMENTO 4 
ESTEQUIOMETRIA 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
 Uma equação química, tal como a apresentada abaixo, representa uma 
reação química sob dois aspectos: 
 
NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) 
 
 Aspecto qualitativo: através das fórmulas químicas, indica quais são as 
substâncias (reagentes e produtos) envolvidas na reação. 
 Aspecto quantitativo: indica as quantidades relativas de reagentes 
consumidos e de produtos formados, através dos coeficientes 
estequiométricos. 
 Através do cálculo estequiométrico, pode-se determinar as quantidades 
de reagentes consumidos e de produtos formados nas reações químicas. 
 
2. OBJETIVO 
 
 Analisar aspectos qualitativos e quantitativos de uma reação química. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES NECESSÁRIOS 
 
 Solução de Na2SO4 0,5 mol.L-1 
 Solução de BaCl2 0,5 mol.L-1 
 Tubos de ensaio 
 Estante para tubos 
 Pipeta graduada 
 Pipeta volumétrica 
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4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
- Numere 5 tubos de ensaio. 
- Adicione em cada tubo 1,0 mL da solução de BaCl2 0,5 mol.L-1. 
- Adicione os seguintes volumes da solução de Na2SO4 0,5 mol.L-1 em cada tubo: 
Tubo 1 2 3 4 5 
Vomume da solução de Na2SO4 (mL) 0,5 1,0 2,0 3,0 4,0 
 
- Agite todos os tubos, aguarde cerca de 3 minutos e observe a altura dos 
precipitados. 
- Somente para o tubo 2 proceda à montagem do sistema completo para filtração. 
- Para isso, pese um papel de filtro seco antes da filtração. 
- Realize a filtração, evitando o contato da pele com a solução. 
- Após a filtração (este procedimento deve ser repetido por 3 vezes e com a 
própria água de lavagem), leve o papel de filtrocontendo o precipitado à estufa e 
deixe secando por 20 minutos. 
- Não descarte a água de lavagem na pia. Descarte no recipiente fornecido em 
aula. 
- Após a secagem, pese o papel de filtro, anote a massa de precipitado 
recuperada e calcule o rendimento da reação. 
 
5. ORIENTAÇÕES PARA O RELATÓRIO 
 
- Expressar a reação química, bem como todos os cálculos estequiométricos, 
determinando qual é o reagente limitante. 
- Explicar por que foi selecionado o tubo 2 para a continuidade do experimento. 
 
 
 
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EXPERIMENTO 5 
ÁCIDOS E BASES 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
 Ácidos e bases são geralmente apresentados como substâncias químicas 
perigosas, capazes de provocar danos materiais e à saúde pelo seu poder de 
corrosão. Contudo, a presença de ácidos e bases nos produtos utilizados no 
cotidiano é mais ampla e menos agressiva do que se imagina. Os ácidos e as 
bases são constituintes de refrigerantes, alimentos, remédios, produtos de 
higiene ou cosméticos. 
 Os indicadores ácido-base são substâncias que possuem a propriedade 
de mudar de cor em função da concentração de íons hidrônio (H3O+) do meio. 
 A Tabela 1 mostra o comportamento dos ácidos e bases em presença de 
alguns indicadores. 
 
Tabela1. Comportamento de ácido e bases na presença de alguns indicadores. 
Indicador Cor em meio ácido Cor em meio básico 
Fenolftaleína Incolor Rosa 
Alaranjado de metila Vermelho Amarelo 
 
2. OBJETIVO 
 
 Identificar substâncias ácidas e básicas, mediante o uso de indicadores 
ácido-base em meio aquoso. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES NECESSÁRIOS 
 
 Tubos de ensaio 
 Solução de fenolftaleína 
 Solução de alaranjado de 
metila 
 Solução de HCl 0,1 mol.L-1 
 Solução de NaOH 0,1 mol.L-1 
 Solução de bicarbonato de 
sódio (NaHCO3) 
 Solução de cal (óxido de 
cálcio - CaO) 
20 
 
 Solução de sabão em pó 
 Leite de magnésia 
 Água sanitária 
 Vinagre 
 Solução de NH4OH 1,0 mol.L-1 
 Solução de azul bromotimol
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
4.1. Identificação de substâncias 
 
1- Numere 8 tubos de ensaio. 
2- Coloque aproximadamente 1 mL das seguintes substâncias em tubos de 
ensaio diferentes: 
 a) solução de HCl 0,1 mol.L-1 
 b) solução de NaOH 0,1 mol.L-1 
 c) solução de bicarbonato de sódio (NaHCO3) 
 d) solução de cal (óxido de cálcio - CaO) 
 e) solução de sabão em pó 
 f) Leite de magnésia 
 g) água sanitária 
 h) vinagre 
3- Verifique o caráter básico de cada solução, adicionando 2 gotas de solução de 
fenolftaleína. 
4- Repita as etapas 1 e 2. 
5- Verifique o caráter ácido de cada solução, adicionando 2 gotas de solução de 
alaranjado de metila. 
6- Anote todas as observações. 
 
4.2. Reação de neutralização 
 
4.2.1. Trabalhando com uma solução considerada como ácida 
 
- Selecione uma solução considerada ácida na etapa 4.1 com o indicador 
alaranjado de metila. 
21 
 
- Acrescente lentamente e sob agitação, a solução de NaOH 0,1 mol.L-1 até que 
a solução mude de coloração. 
- Anote todas as observações. 
 
4.2.2. Trabalhando com uma solução considerada como básica 
 
- Selecione uma solução considerada básica na etapa 4.1 com o indicador 
fenolftaleína. 
- Acrescente lentamente e sob agitação, a solução de HCl 0,1 mol.L-1 até que a 
solução mude de coloração. 
- Anote todas as observações. 
 
4.3. Sangue do diabo 
 
- Adicione 2 gotas de fenolftaleína em um béquer de 50 mL. 
- Acrescente aproximadamente 20 mL de água e agite o sistema. 
- Adicione 8 gotas de NH4OH 1,0 mol.L-1 à solução preparada e observe. 
- Pingue, com o auxilio de uma pipeta Pasteur, algumas gotas da solução 
preparada em um pedaço de pano. 
- Deixe o sistema em repouso e depois de um certo tempo explique o ocorrido. 
 
4.4. Reação com óxido 
 
- Em um frasco de Erlenmeyer adicione 20 mL de água da TORNEIRA e em 
seguida adicione 4 gotas de azul de bromotimol. 
- Observe a cor adquirida. 
- Com o auxílio de um canudo de refresco, assopre fazendo a solução borbulhar. 
- Observe a mudança de cor. 
- Aqueça a solução, com auxilio de um bico de Bunsen, e observe a nova 
mudança. 
- Explique o resultado. 
 
 
22 
 
5. ORIENTAÇÕES PARA O RELATÓRIO 
 
- Expressar a estrutura química de cada indicador usado neste experimento. 
- Expressar as reações ocorridas nos itens 4.2.1 e 4.2.2. 
- Expressar (usando reações químicas) porque indicadores mudam de cor na 
presença de ácidos e bases. 
23 
 
EXPERIMENTO 6 
PREPARO DE SOLUÇÕES 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
 Solução é qualquer sistema homogêneo constituído por um soluto e um 
solvente. Soluto dissolvido é a fase dispersa, é aquele que está em menor 
quantidade. Solvente é o dispersante, é aquele que está em maior quantidade. A 
concentração de uma solução pode ser expressa de diversas formas, tais formas 
são chamadas de unidades de concentração. 
 
2. OBJETIVO 
 
 Compreender a natureza e a importância das soluções e preparar 
soluções com diferentes concentrações. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES 
 
 balões volumétricos 
 pipetas 
 béqueres 
 espátula 
 balança analítica 
 NaOH sólido 
 KMnO4 sólido 
 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
4.1. Preparo de 50 mL de uma solução 0,005 mol.L-1 de permanganato de 
potássio 
 
- Calcule a quantidade de massa de KMnO4 necessária para preparar 50 mL de 
uma solução 0,005 mol.L-1. 
- Pese a massa calculada em um béquer de 50 mL e anote exatamente a massa 
observada na balança. 
24 
 
- Dissolva o KMnO4 com água destilada e vá transferindo a solução para o balão 
volumétrico de 50 mL. 
- Lave várias vezes o béquer e transfira para o balão volumétrico até próximo ao 
volume de 50 mL. 
- Complete, com água destilada, o volume para 50 mL até a marca de aferição do 
balão, com auxilio de uma pipeta Pasteur. 
- Feche o balão e agite para homogeneizar a solução. 
 
4.2. Diluição de uma solução 0,005 mol.L-1 de permanganato de potássio 
para o preparo de 50 mL de uma solução 0,0001 mol.L-1 
 
- Calcule o volume da solução de KMnO4 0,005 mol.L-1 necessária para preparar 
50 mL de uma solução 0,0001 mol.L-1. 
- Com auxílio de uma pipeta transfira o volume calculado para um balão 
volumétrico de 50 mL. 
- Complete, com água destilada, o volume para 50 mL até a marca de aferição do 
balão com auxilio de uma pipeta Pasteur. 
- Feche o balão e agite para homogeneizar a solução. 
 
4.3. Preparo de 100 mL de uma solução de hidróxido de sódio 0,1 mol L-1 
 
- Calcule a quantidade de massa de NaOH necessária para preparar 100 mL 
uma solução 0,10 mol.L-1. 
- Pese a massa calculada em um béquer de 50 mL, de maneira rápida pois o 
NaOH é muito higroscópico. 
- Dissolva o NaOH com água destilada e vá transferindo a solução para o balão 
volumétrico de 100 mL. 
- Complete, com água destilada, o volume para 100 mL até a marca de aferição 
do balão, com auxilio de uma pipeta Pasteur. 
- Feche o balão e agite para homogeneizar a solução. 
 
IMPORTANTE: reserve essa solução em um frasco rotulado para futura 
utilização (próximo experimento). 
25 
 
EXPERIMENTO 7 
TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
 Solução é qualquer sistema homogêneo constituído por um soluto e um 
solvente. Ao contrário do que se pensa usualmente, também existem soluções 
sólidas (aço) e gasosas (ar atmosférico), embora as soluções líquidas são mais 
comuns no laboratório de química. 
 O soluto é a fase dispersa, presente em menor quantidade. O solvente é o 
dispersante, presente em maior quantidade. A água é conhecida como o solvente 
universal, pois ela é um dos melhores solventes na natureza, capaz de dissolver 
uma infinidade de substâncias, como sais, gases, açúcares, proteínas, etc. O 
plasma sanguíneo por exemplo, é constituído de glóbulos vermelhos, glóbulos 
brancos e plaquetas. Este plasma contém água, onde estão dissolvidas outras 
substâncias como as vitaminas e a glicose. A água serve como transporte dessassubstâncias para o resto do corpo. 
 Diversas são as formas de expressar a quantidade de soluto e de solvente 
presente em uma solução. A essa quantificação dá-se o nome de concentração 
da solução. As formas mais usuais para expressar a concentração são: ppb, 
ppm, concentração molar e concentração massa/volume. 
 Um padrão primário é um composto com pureza suficiente para permitir a 
preparação de uma solução padrão mediante a pesagem direta da quantidade da 
substância, seguida pela diluição até um volume definido de solução. A solução 
que se obtém é uma solução padrão primária. Os padrões primários são muito 
utilizados para padronização de soluções através de titulação. 
 Na análise titulométrica, às vezes chamada de análise volumétrica, trata-
se a substância a ser determinada com um reagente adequado, adicionado na 
forma de uma solução padronizada, e determina-se o volume de solução 
necessário para completar a reação. As reações titulométricas comuns são as de 
neutralização (reações ácido-base), a complexação, a precipitação e as reações 
de oxidação-redução. 
26 
 
 O ácido acético (CH3OOH) é um ácido fraco, tendo um Ka de 1,8 x 10-5. 
Ele é amplamente usado em química industrial na forma de ácido acético glacial 
99,8% (m/m) (densidade de 1,051 g/cm3) ou em soluções de diferentes 
concentrações. Na indústria alimentícia é consumido com vinagre, que é uma 
solução diluída do ácido acético glacial (3,5 a 8% m/v). A legislação brasileira 
estabelece em 4% o teor mínimo de ácido acético para vinagre. 
 
2. OBJETIVO 
 
 Determinar a concentração de uma solução através de uma titulação. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES NECESSÁRIOS 
 
 balança analítica 
 bureta de 25 mL 
 frascos de Erlenmeyer 
 solução de NaOH 0,1 mol.L-1 
(preparado experimento anterior) 
 biftalato de potássio sólido (secar 
em estufa a 120ºC / 30 min) 
 fenolftaleína 
 vinagre comercial 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
4.1. Padronização da solução de NaOH 
 
- Pese aproximadamente 0,2000 g de biftalato de potássio e transfira para um 
frasco de Erlenmeyer de 250 mL. 
- Dissolva em, aproximadamente, 25 mL de água destilada e adicione 2 gotas do 
indicador fenolftaleína. 
- Adicione a solução de NaOH (utilize a solução preparada no experimento 
anterior) na bureta e titule a solução do biftalato de potássio. 
 
 
 
 
27 
 
4.2. Quantificação de ácido acético em vinagre comercial. 
 
- Adicione 2 mL de vinagre comercial em um frasco de Erlenmeyer. 
- Complete o volume com, aproximadamente, 15 mL de água destilada e adicione 
2 gotas do indicador fenolftaleína. 
- Adicione a solução de NaOH (utilize a solução preparada no experimento 
anterior) na bureta e titule a solução do vinagre. 
 
5. ORIENTAÇÕES PARA O RELATÓRIO 
 
- Determinar a concentração da solução de NaOH através da utilização do 
biftalato de potássio na titulação para padronização. 
- Determinar a concentração do ácido acético na solução de vinagre comercial. 
28 
 
EXPERIMENTO 8 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
 Não existem reações irreversíveis, todas as reações químicas ocorrem em 
ambos os sentidos, geralmente mostrando preferência por um dos sentidos, 
evoluindo para um estado final de equilíbrio, onde há, na maioria das vezes, 
predominância de reagentes ou de produtos, conforme as energias envolvidas. O 
que ocorre muitas vezes é que a mencionada preferência por um dos sentidos é 
tão pronunciada que, no equilíbrio, a concentração dos reagentes é tão baixa que 
mal se consegue detectar a presença dos mesmos. Diz-se, aí, que a reação é 
irreversível. 
 Em uma reação em equilíbrio químico, as concentrações de todas as 
espécies envolvidas são constantes (todavia, deve-se lembrar que o equilíbrio é 
dinâmico, isto é, as reações direta e inversa ocorrem com a mesma velocidade). 
 
aA + bB  cC + dD 
 
v1 = v2  k1[A]a . [B]b = k2[C]c . [D]d 
k = k1/k2 = [C]c . [D]d / [A]a . [B]b 
 
Onde k é chamada de constante de equilíbrio da reação, e os colchetes indicam 
que as concentrações das substâncias A, B, C e D, estão expressas em mol/litro. 
 
 O significado desta constante de equilíbrio é importante. O valor numérico 
de k será elevado se o equilíbrio favorecer a formação de produtos. Se a reação 
ocorrer apenas em pequena extensão, na posição de equilíbrio predominarão os 
reagentes e, portanto, o valor numérico de k será pequeno. 
 Em geral, o equilíbrio químico é função da temperatura, já que a maior 
parte das reações químicas ocorre liberando calor (exotérmicas) ou absorvendo 
calor (endotérmicas); para algumas reações, o equilíbrio também depende da 
pressão. 
29 
 
 O princípio de Le Chatelier estabelece que qualquer alteração em uma (ou 
mais) das concentrações das espécies envolvidas no equilíbrio, ou na 
temperatura ou na pressão (no caso de haver reagentes gasosos), provocará 
uma reação do sistema de maneira a restabelecer o equilíbrio. Isso ocorre com a 
minimização da alteração provocada por meio de deslocamento do equilíbrio no 
sentido dos reagentes (as concentrações dos reagentes aumentam enquanto as 
dos produtos diminuem) ou dos produtos (as concentrações dos produtos 
aumentam e as dos reagentes diminuem). 
 
2. OBJETIVO 
 
 Observar visualmente como o equilíbrio é afetado com perturbações 
externas. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES NECESSÁRIOS 
 tubos de ensaio 
 pipetas 
 balão volumétrico de 50 mL 
 solução de FeCl3 0,1 mol.L-1 
 solução de NH4SCN 0,1 mol.L-1 
 solução de K2CrO4 0,1 mol.L-1 
 solução de K2Cr2O7 0,1 mol.L-1 
 solução de HCl 1,0 mol.L-1 
 solução de NaOH 1,0 mol.L-1 
 NH4Cl sólido 
30 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
4.1. Equilíbrio de cloreto de ferro III e tiocianato de amônio 
 
- Em um balão de 50 mL adicione 2 mL de solução de FeCl3 0,1 mol.L-1 e 2 mL 
de solução de NH4SCN 0,1 mol.L-1. 
- Observe a coloração e em seguida complete o volume com água destilada. 
- Em quatro tubos de ensaio, numerados de 1 a 4, adicione em cada um 5 mL 
da solução resultante. 
- Reserve o tubo 4 pois ele será utilizado como controle. 
- Ao tubo 1, adicione 2 mL de solução de FeCl3 0,1 mol.L-1, agite e compare 
com a cor da solução do tubo 4. 
- Ao tubo 2, adicione 2 mL de solução de NH4SCN 0,1 mol.L-1, agite e compare 
com a cor da solução do tubo 4. 
- Ao tubo 3, adicione uma pontinha de espátula de NH4Cl sólido, agite e 
compare com a cor da solução do tubo 4. 
 
4.2. Equilíbrio de cromato de potássio e de dicromato de potássio 
 
- Numere 4 tubos de ensaio de 1 a 4. 
- Nos tubos 1 e 2 adicione 2 mL de solução de K2CrO4 0,1 mol.L-1. 
- Nos tubos 3 e 4 adicione 2 mL de solução de K2Cr2O7 0,1 mol.L-1. 
- No tubo 1 adicione 1 mL de solução de HCl 1,0 mol.L-1, agite e compare com 
a cor da solução do tubo 2. 
- No tubo 3 adicione 1 mL de solução de NaOH 1,0 mol.L-1, agite e compare 
com a cor da solução do tubo 4. 
 
5. ORIENTAÇÕES PARA O RELATÓRIO 
 
- Expressar todas as reações químicas e explicar os fenômenos observados 
em cada reação. 
 
31 
 
 
EXPERIMENTO 9 
TERMOQUÍMICA: CALOR ESPECÍFICO (c) 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
 Quando se fornece a mesma quantidade de calor para diferentes 
substâncias com massas iguais, estas apresentam comportamento diferentes, 
ou seja, uma se aquece mais rapidamente que a outra. Esta diferença de 
comportamento térmico está associada com outra característica do material 
que é o calor específico (c). 
 
2. OBJETIVO 
 
 Determinar o calor específico das amostras de metal. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES NECESSÁRIOS 
 
 Proveta de 100 mL 
 calorímetro 
 termômetro 
 amostras de metal 
 balança 
 béquer 100 mL 
 bico de bunsen 
 tripé 
 tela de amianto 
 pinça metálica 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
- Coloque 100 mL de água (medidos com a proveta) que corresponde a 100 g 
de água (dágua = 1,0 g.cm-3) no calorímetro e meça a temperatura inicial da 
água(Ti água). 
- Pese as peças de metal disponíveis. 
- Coloque uma das peças de metal em um béquer com água (aprox. 80 mL) e 
aqueça o conjunto até atingir a temperatura de ebulição. Meça esta 
temperatura que será a temperatura inicial de peça de metal (Ti metal). 
32 
 
- Rapidamente retire a peça da água em ebulição com o auxílio de uma pinça, 
coloque-a no calorímetro e tampe-o. 
- Monitore a temperatura até ficar constante, ou seja, até atingir o equilíbrio 
térmico. Meça esta temperatura (Tf). 
- Repita esse procedimento com a outra peça metálica. 
 
5. ORIENTAÇÕES PARA O RELATÓRIO 
 
-Determine o calor específico de cada metal utilizado e compare com os 
valores teóricos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
33 
 
EXPERIMENTO 10 
PROPRIEDADES FÍSICAS DE LÍQUIDOS 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
 Enquanto todos os gases são perfeitamente miscíveis entre si, esse não 
é o caso dos líquidos. Dois líquidos podem ser completamente miscíveis, 
parcialmente miscíveis ou imiscíveis. Exemplos bem conhecidos desse 
comportamento diferenciado são os sistemas água/álcool e água/óleo. 
 A miscibilidade entre dois líquidos baseia-se na semelhança da 
constituição das respectivas moléculas, e consequentemente, na semelhança 
dos tipos de interação intermolecular em cada substância. 
 A gasolina é um produto combustível derivado intermediário do petróleo, 
na faixa de hidrocarbonetos de 5 a 20 átomos de carbono. Existe um índice 
mínimo permitido de octanagem para a gasolina comercializada no Brasil, que 
varia conforme seu tipo. 
 O álcool etílico, umas das substâncias adicionadas à gasolina, tem vital 
papel na sua combustão, pois sua função é aumentar a octanagem em virtude 
do seu baixo poder calorífico. Além disso, o fato propicia uma redução na taxa 
de produção de CO. A porcentagem de álcool é regulamentada por Lei, e 
recentemente foi estabelecido um novo padrão que é de 18 a 24%. 
 
2. OBJETIVO 
 
 Observar visualmente algumas propriedades físicas de líquidos. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES NECESSÁRIOS 
 
 tubos de ensaio 
 proveta 
 béquer 
 bastão de vidro 
 etanol 
 pentanol 
 octanol 
 hexano 
 solução aquosa saturada de iodo 
 gasolina comum 
34 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
4.1. Miscibilidade de líquidos 
 
- Adicione 2 mL de água a 3 tubos de ensaio. 
- Ao primeiro tubo acrescente 2 mL de etanol, ao segundo tubo acrescente 2mL 
de pentanol e ao terceiro tubo acrescente 2 mL de octanol. 
- Agite, deixe em repouso e depois observe. 
 
- Adicione 2 mL de hexano a 3 tubos de ensaio. 
- Ao primeiro tubo acrescente 2 mL de etanol, ao segundo tubo acrescente 2mL 
de pentanol e ao terceiro tubo acrescente 2 mL de octanol. 
- Agite, deixe em repouso e depois observe. 
 
- Adicione 2 mL de solução aquosa saturada de iodo em um tubo de ensaio 
com tampa. 
- Acrescente 1 mL de hexano, aguarde um minuto e coloque a tampa no tubo. 
- Agite, deixe a mistura em repouso e depois observe. 
 
4.2. Determinação de etanol na gasolina 
 
- Coloque 50 mL de gasolina comum em uma proveta de 100 mL e depois 
adicione 50 mL de água destilada. 
- Agite a mistura com o auxilio de um bastão de vidro. 
- Deixe a mistura na proveta em repouso até a total separação das fases. 
- Determine o volume final da fase aquosa. 
 
5. ORIENTAÇÕES PARA O RELATÓRIO 
 
- Avaliar a miscibilidade entre os líquidos estudados. 
- Explicar as cores observadas no experimento com iodo. 
- Calcular a porcentagem de etanol na gasolina e comentar o resultado obtido 
em relação à legislação.