Roteiros_Prticas_Quimica_2011 (1)

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FACULDADE ESTÁCIO DE CURITIBA
ROTEIRO DAS AULAS PRÁTICAS DO 
LABORATÓRIO DE ENSINO PARA 
QUÍMICA GERAL 
Julho / 2011
Sumário
ESTEQUIOMETRIA...........................................................................................................................................................3
 1.1 Aferição de equipamento volumétrico....................................................................................................................3
 1.2 Determinação da água de cristalização do CuSO4.................................................................................................5
 1.3 Reações químicas e estequiometria........................................................................................................................7
TERMODINÂMICA............................................................................................................................................................8
 1.4 Exemplos de reações exotérmicas e endotérmicas................................................................................................8
 1.5 Calor de dissolução e calor de neutralização........................................................................................................10
ELETROQUÍMICA...........................................................................................................................................................12
 1.6 Eletrodeposição e a Lei de Faraday......................................................................................................................12
 1.7 Células Galvânicas (pilhas)...................................................................................................................................14
 1.8 Corrosão do ferro..................................................................................................................................................16
CINÉTICA..........................................................................................................................................................................17
 1.9 Fatores que influenciam a velocidade...................................................................................................................17
BIBLIOGRAFIA................................................................................................................................................................20
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ESTEQUIOMETRIA
 1.1 1.1 Aferição de equipamento volumétricoAferição de equipamento volumétrico
INTRODUÇÃO:
Como foi visto na aula sobre normas e técnicas laboratoriais, alguns equipamentos volumétricos 
são menos precisos que outros. A utilização de um ou de outro equipamento depende de quanta 
precisão é necessária em suas medidas.
OBJETIVO:
Aferir o volume de uma pipeta e de uma proveta, utilizando água.
MATERIAL NECESSÁRIO:
1 pipeta volumetria de 10mL, 1 proveta de 50mL, 6 béqueres de 50 mL, 1 béquer de 250 mL, 
água destilada, balança analítica.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:
Pese um béquer de 50 mL. Preencha a pipeta com água, utilizando corretamente a sua 
marca superior de aferição. Transfira a água contida nela para o béquer de 50 mL previamente 
pesado. Anote a massa da água transferida. Repita o procedimento mais duas vezes. Calcule o 
erro absoluto de aferição da pipeta. 
Béquer 1 : __________ g
Béquer 1 + água : _________g
M1 – massa 1 de água: _______g
Béquer 2 : __________ g
Béquer 2 + água : _________g
M2 – massa 2 de água: _______g
Béquer 3 : __________ g
Béquer 3 + água : _________g
M3 – massa 3 de água: _______g
Pese um béquer de 50 mL. Preencha a proveta com 10 mL de água, utilizando 
corretamente a sua escala. Transfira a água contida nela para o béquer de 50 mL previamente 
pesado. Anote a massa da água transferida. Repita o procedimento mais duas vezes. Calcule o 
erro absoluto de aferição da proveta. 
Béquer 4 : __________ g
Béquer 4 + água : _________g
3
M4 – massa 4 de água: _______g
Béquer 5 : __________ g
Béquer 5 + água : _________g
M5 – massa 5 de água: _______g
Béquer 6 : __________ g
Béquer 6+ água : _________g
M6 – massa 6 de água: _______g
Expresse o volume como 10mL ± erro absoluto.
Cálculo do Erro Absoluto:
Valor : 
4
∆X = erro absoluto
N = número de medidas
Xi = valor da medida i
Xv = valor verdadeiro da grandeza
1.2 Dete1.2 Determinação da água de cristalização do CuSOrminação da água de cristalização do CuSO44
INTRODUÇÃO:
Muitas substâncias unem-se com a água para formar compostos cristalinos secos. Estes 
compostos denominam-se hidratos e possuem composição definida.
Cada um destes compostos contém um número constante de mols de água combinados 
com 1 mol de substância anidra.
Nesta experiência, será determinado o número de moléculas que hidratam o sulfato de 
cobre. Obtém-se os dados experimentais pela desidratação de uma amostra do sal hidratado, 
retirando a água e pesando depois o sal anidro.
 X .(H2O)Y → X + YH2O
 sal hidratado sal anidro
O aquecimento não deve ultrapassar os 230oC, pois à temperatura mais elevada pode 
ocorrer uma reação secundária indesejável, ou seja, o aparecimento de um sal cinzento: 
Cu2(OH)2SO4.
Com a evaporação da água o sal muda de cor azul para branca. Isso indica a eliminação 
da água, e consequentemente, o fim do aquecimento.
OBJETIVO:
Determinar experimentalmente o número de moléculas de água na molécula de 
CuSO4.nH2O.
MATERIAL NECESSÁRIO:
1 cadinho de porcelana, almofariz, pinça metálica, estufa, dessecador.
REAGENTES:
CuSO4.nH2O (sulfato de cobre n hidratado)
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:
1. Pesar um cadinho de porcelana limpo.
m1 = ____________________ g
2. Colocar no cadinho 1,0 - 1,2g de CuSO4.nH2O finamente pulverizado em um grau (almofariz) 
. Pesar novamente.
m2 = ____________________ g
3. A diferença entre as duas pesagens nos fornecerá a massa do sal hidratado.
m3 = m2 - m1 = _______________ - ______________ = ___________________ g
4. Colocar o cadinho com a substância na estufa.
5. Aquecer até 230oC e manter o aquecimento até que a substância se torne branca.
5
Observação: Controlar o aquecimento para que a temperatura não ultrapasse os 230oC.
6. Transferir o cadinho, com a pinça metálica cuja a ponta tenha sido previamente aquecida na 
chapa, para o dessecador.
7. Deixar esfriar até a temperatura ambiente e pesar novamente.
m4 = ____________________ g
Cálculos:
Massa de CuSO4.nH2O = m3 (g)
Massa de CuSO4 (anidro) = m5(g) = m4 - m1
m5 = ______________ - ______________ = ____________________ g
Massa de água = m6 = m3 - m5
m6 = ______________ - ______________ = ____________________ g
 Número de mols de CuSO4 = n1
n1 = m5/M1
M1 = massa molecular do CuSO4
n1 = ______________ / ______________ = ____________________ g
n2 = m6/M2
M2 = massa molecular da água
n2 = ______________ / ______________ = ____________________ g
Número de mols de água em 1 mol de sulfato de cobre = x
n2 n1
X 1 mol
X mols = (n2x1)/n1 = ________ mols
6
1.3 Reações químicas e estequiometria1.3 Reações químicas e estequiometria
INTRODUÇÃO:
Como foi visto na teoria, as equações das reações químicas nos mostram as quantidades 
relativas de reagente e produtos a serem formados, com seus respectivos números de mol. 
Através das equações é possível fazer inúmeros cálculos estequiométricos como por exemplo, 
rendimento teórico e rendimento percentual. A equação da reação que será realizada é 
apresentada a seguinte, onde reagiremos bicarbonato de sódio com o ácido acético presente no 
vinagre:
NaHCO3(s) + CH3COOH(aq) → CH3COONa (aq) + H2O(l) + CO2(g)
 bicarbonato de sódio ácido acéticoacetato de sódio água gás carbônico
 (vinagre)
OBJETIVO:
Quantificar os produtos formados numa reação química.
MATERIAL NECESSÁRIO:
1 béquer de 50 mL, papel alumínio, espátula, balança analítica.
REAGENTES:
0,5000g de NaHCO3 (bicarbonato de sódio), 25 mL de vinagre.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:
Pese na balança a quantidade de bicarbonato de sódio especificada pelo professor, com auxílio 
de papel alumínio e espátula, anotando a massa do papel alumínio vazio a massa de papel 
alumínio mais bicarbonato de sódio.
m1 - Massa papel alumínio: _____________g
m2 - Massa papel alumínio + bicarbonato: _______________g
Coloque vinagre até a metade do béquer (aproximadamente 25 mL), pese o conjunto. 
m4 - Massa béquer + vinagre:_________________g
Transfira o bicarbonato para o béquer, tampe com o papel alumínio e aguarde toda a reação se 
processar, quando não houver mais bolhas. Pese o conjunto todo.
m5 - Massa papel + béquer + meio reacional : ____________g
Encontre a diferença de massa (massa de CO2 que se formou) e calcule:
Massa de CO2 (rendimento real): (m2 + m4) – m5 : __________g
Calcule: 
 rendimento teórico de CO2
 rendimento percentual de CO2
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TERMODINÂMICA
1.4 Exemplos de reações exotérmicas e endotérmicas1.4 Exemplos de reações exotérmicas e endotérmicas
INTRODUÇÃO:
A termoquímica é um ramo da termodinâmica que estuda a liberação e absorção 
de calor, durante uma transformação química.
OBJETIVO:
Realizar experimentalmente reações exotérmicas (reações que liberam calor) e 
reações endotérmicas ( reações que absorvem calor)
MATERIAL NECESSÁRIO:
2 Tubos de ensaio, 2 bequeres de 50 mL, conta-gotas, proveta, papel alumínio, espátulas, 
bastão de vidro e pissete com água destilada.
REAGENTES:
I2 (s) (iodo), Zn (s) (zinco), NaHCO3 (s) (bicarbonato de sódio), solução de HC 1:1(v/v) 
(ácido clorídrico) e NH4C (cloreto de amônio).
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:
1ª EXPERIÊNCIA: Reação Exotérmica
Colocar em um tubo de ensaio 10,0mL de água (medir com a proveta). Meça a 
temperatura da água. Adicionar, cuidadosamente, 2,000g de NaOH. Meça com o termômetro o 
aquecimento do tubo de ensaio. A ionização do NaOH é fortemente exotérmica:
NaOH (s) + H2O → H2O + Na+ + OH¯ 
T1 = ______ T2= _________ ∆Ta = T1 – T2 = ______ - _______ = _________.
2ª EXPERIÊNCIA: Reação Exotérmica
Colocar em um tubo de ensaio alguns cristais de iodo sólido e uma pequena quantidade de 
zinco em pó. Meça a temperatura no interior do tubo. Adicionar, cuidadosamente com o conta-
gotas, 5 gotas de H2O. Meça a temperatura do aquecimento do tubo de ensaio.
I2 (s) + Zn (s) → ZnI2 (s)
T3 = ______ T4= _________ ∆Tb = T3 – T4 = ______ - _______ = _________.
3ª EXPERIÊNCIA: Reação Endotérmica
Colocar num bequer de 50mL seco, 1,000g de NaHCO3 (bicarbonato de sódio). Meça a 
temperatura. Adicionar gotas de solução de HCl 1:1(v/v). Notar que o bequer esfria bastante, a 
ponto de haver condensação de vapor d’água. Anotar a temperatura final.
8
HC (aq) + NaHCO3 (s) → NaC (aq) + H2O + CO2 (g)
T5 = ______ T6= _________ ∆Tc = T5 – T6 = ______ - _______ = _________.
4ª EXPERIÊNCIA: Reação Endotérmica
Colocar num bequer de 50mL seco, 25 mL de água destilada. Anotar a temperatura. 
Adicionar 2,000g de NH4C, misturar com o bastão de vidro até dissolver completamente e anotar 
a nova temperatura. 
NH4C (aq) + H2O → H2O + NH4 + + C¯
T7 = ______ T8= _________ ∆Td = T7 – T8 = ______ - _______ = _________.
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1.5 Calor de dissolução e calor de neutralização1.5 Calor de dissolução e calor de neutralização
OBJETIVO:
Determinar o calor de dissociação e de neutralização de duas reações.
MATERIAL NECESSÁRIO:
Bequer, tela de amianto, termômetro, proveta de 50mL, balança de precisão. 
REAGENTES:
HC 0,25 M (ácido clorídrico), NaOH (hidróxido de sódio sólido).
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:
A – Determinação do calor de dissolução.
 Calor de dissolução é a quantidade de energia transferida como calor quando uma 
certa quantidade de soluto (1 mol) se dissolve numa certa quantidade de solvente 
suficientemente grande para que a solução se possa considerar diluída. Neste experimento 
será feita a dissociação do hidróxido de sódio em água.
NaOH(s) + água → Na+ + OH¯ + Q1
Pesar o bequer limpo e seco
massa do bequer = ...............
Colocar o bequer sobre a tela de amianto para isolá-lo termicamente da mesa de trabalho. 
Colocar no bequer 25mL de água destilada. Medir a temperatura da água (T1) e pesar o 
bequer com a água.
T1 =........................ 
massa da água = ..................... 
Pesar em pedaço de papel alumínio 0,25 g de hidróxido de sódio.
massa do hidróxido de sódio = .................
Colocar o hidróxido de sódio pesado na água contida no bequer. Agitar lentamente, a 
solução com o termômetro até a dissolução do hidróxido de sódio. Acompanhar a elevação 
da temperatura. Anotar a temperatura máxima atingida (T2).
Calcular a quantidade de calor Q1, em calorias, liberada na reação.
Q1 = (m H2O + m NaOH) . C H2O . (T2-T1) + ( m bequer) . C vidro . (T2-T1)
Considere: C H2O = 1 cal/g °C e C vidro = 0,2 cal/g °C
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B – Determinação do calor de neutralização
Calor de neutralização é a quantidade de calor liberada na formação de um mol de 
água ao se fazer a reação de um ácido forte com uma base forte, em quantidades 
estequiométricas, em solução aquosa, nas condições padrão.
NaOH(s) + HC(aq) → NaC(aq) + H2O + Q2
Pesar o bequer limpo e seco.
Massa do bequer = ...............
Colocar o bequer sobre a tela de amianto. Colocar no bequer 25mL de ácido clorídrico 
(HC) 0,25M. Medir com o termômetro a temperatura do ácido clorídrico(T3). Pesar o 
bequer.
T3 =......................... 
Massa do HC =..................... 
Pesar em um pedaço de papel alumínio 0,25g de hidróxido de sódio sólido 
Massa do hidróxido de sódio = ...............
Colocar o hidróxido de sódio pesado no ácido clorídrico contido no bequer. Agitar, 
lentamente, a solução com o termômetro até a dissolução do hidróxido de sódio. 
Acompanhar a elevação da temperatura. Anotar a temperatura máxima atingida.
T4 = ..................................
Calcular a quantidade de calor Q2, em calorias, liberada na reação. 
Q2 = (m HC + m NaOH) . C HC . (T4 -T3) + ( m bequer) . C vidro . (T4 -T3)
Considere C HC = C H2O
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ELETROQUÍMICA
1.6 Eletrodeposição e a Lei de Faraday1.6 Eletrodeposição e a Lei de Faraday
INTRODUÇÃO:
Faraday estabeleceu duas leis básicas para as cubas eletrolíticas.
1ª Lei: A massa de qualquer substância depositada ou liberada num eletrodo é proporcional 
à quantidade de eletricidade que atravessa o eletrólito, ou seja: m ∝ C = I x t onde:
m = massa
I = intensidade de corrente (ampares)
t = tempo (segundos)
C = carga elétrica (coulombs). 
2ª Lei: As massas de diferentes substâncias, depositadas ou liberadas pela mesma 
quantidade de eletricidade são proporcionais aos seus equivalentes.
Então haverá um valor notável de carga que é capaz de depositar ou liberar o 
equivalente de qualquer substância e este equivalente é a quantidade de 1 mol de 
elétrons envolvidos na eletrólise da substância. Este valor é denominado faraday (F) = 
96500 coulombs.
Em uma eletrodeposição temos:
cátions = cargas positivas → cátodo (-)
ânions = cargas negativas → ânodo (+)
OBJETIVO:
Comprovar experimentalmente as leis de Faraday.
MATERIAL NECESSÁRIO: 
bequer 500mL, eletrodos de grafite, eletrodos de cobre, pinça metálica, tela de 
amianto, fonte, 1 par de “jacarés”, estufa, balança digital.
REAGENTES:
CuSO4 0,5 M (sulfato de cobre)
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL – LEIS DE FARADAY:
Colocar no bequer a solução de sulfato de cobre 0,5 M já preparado. Selecionar dois 
eletrodos,um de grafite e outro de cobre, pesar o de grafite que servirá de “catodo”.
M1 - Massa do eletrodo de grafite: __________g
12
migram 
migram 
Imergir os eletrodos na solução e conectá-los aos terminais de uma fonte de corrente 
contínua provida ou ligada a um amperímetro.
Assegurar-se que o eletrodo previamente pesado esteja ligado ao terminal negativo da 
fonte.
Marcar o tempo e ligar a fonte de corrente contínua, iniciando a contagem de tempo.
Deixar que a eletrólise ocorra por 2 minutos, anotando o valor da intensidade de 
corrente utilizada. Desligar a fonte anotando o tempo de eletrólise.
Intensidade de corrente: __________ A
Secar o catodo em estufa e pesá-lo.
M2 - Massa do eletrodo de grafite após eletrólise e secagem: ____________ g 
Massa prática de cobre depositado: M2 - M1 = ____ - _____ = _______ g
Comparar a massa prática com a teórica e observar a causa de prováveis erros.
Obs.: Em toda eletrodeposição a peça a ser RECOBERTA deve ser colocada no 
CÁTODO. O ÂNODO deve ser do MESMO metal que o íon metálico existente na 
solução que fará o recobrimento.
13
1.7 Células Galvânicas (pilhas)1.7 Células Galvânicas (pilhas)
INTRODUÇÃO:
Pilhas são dois eletrodos ligados entre si por um fio condutor, mergulhados em um 
meio adequado à passagem de cargas elétricas.
Na pilha o eletrodo (metal) de maior Eo cede elétrons para o de menor Eo.
Intercalando um voltímetro entre os dois eletrodos, podemos determinar a variação da 
corrente (d.d.p.) em Volts.
Para que a pilha se mantenha funcionando é necessário colocarmos uma PONTE 
SALINA, que tem a(s) função(ões) de fechar o circuito (manter o equilíbrio iônico).
As pilhas são formadas por dois eletrodos ligados entre si por um fio condutor, 
mergulhados em um meio adequado à passagem de cargas elétricas.
OBJETIVO: 
Comparar os valores prático e teórico dos E° de algumas pilhas eletroquímicas 
montadas em laboratório.
MATERIAL NECESSÁRIO: 
Tubo em “U”, Bécher de 150mL (3), multímetro (ou um voltímetro), Agar agar, 
bombril.
REAGENTES:
KC 3N (cloreto de potássio), ZnSO4 0,1 M (sulfato de zinco), CuSO4 0,1 M (sulfato 
de cobre), Pb(NO3)2 0,1 M (nitrato de chumbo), placas metálicas: Zn (zinco), Pb (chumbo), 
Cu (cobre).
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PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:
1. Faça uma Ponte Salina, colocando KC dissolvido em água e Agar agar no interior do 
tubo em U de vidro.
(Obs.: Não deixe formar bolhas pois estas interrompem o movimento de cargas.)
2. Limpe as lâminas a serem usadas com bombril.
3. Monte a pilha a seguir, colocando o voltímetro na escala de 3V (leitura direta).
Valor Teórico: ∆E° = + 0,76 V – (–0,34 V) = + 1,10V E° Zn = + 0,76
Valor Prático: _______________________________ E° Cu = – 0,34
4. Retire a Ponte Salina, limpe as extremidades e monte as demais pilhas conforme a 
anterior:
OBSERVAÇÕES:
a) Sempre ao passar de uma pilha para outra, lave a Ponte Salina.
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Procure colocar os metais 
certos no Ânodo e Cátodo do 
voltímetro, caso contrário o 
ponteiro irá deslocar-se para a 
ESQUERDA.
1.8 Corrosão do ferro1.8 Corrosão do ferro
OBJETIVO
Observar a oxidação do ferro em diferentes situações. 
MATERIAL NECESSÁRIO
07 tubos de ensaio; dois béqueres; conta-gotas ; 
REAGENTES:
08 pregos de ferro; 02 pedaços de fio de cobre (Cu); 02 pedaços de magnésio (Mg) (ou zinco 
Zn) ; cloreto de sódio (NaC ) e suco de limão 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1. Em um béquer, misture 20mL de água e uma colher de chá de sal. Agite a mistura até 
a completa dissolução do sal. Vamos chamar essa solução de A. 
2. No outro béquer, misture 10mL de suco de limão e 10mL de água. Chamaremos essa 
solução de B. 
3. Prepare os tubos de ensaio conforme a tabela a seguir: 
4. Para cada um dos tubos escreva as reações que ocorreram.
 
Tubo Conteúdo 
1 3mL de água + um prego
2 3mL de solução A + um prego
3 3mL de solução A + um prego + um pedaço de fio de cobre (Cu) 
4 3mL de solução A + um prego + um pedaço de magnésio (Mg) ou zinco (Zn)
5 3 mL de solução B + um prego
6 3mL de solução B + um prego + um pedaço de fio de cobre (Cu) 
7 3mL de solução B + um prego + um pedaço de magnésio (Mg) ou zinco (Zn)
16
CINÉTICA
1.9 Fatores que influenciam a velocidade1.9 Fatores que influenciam a velocidade
OBJETIVO:
Verificar a influência de catalisador, concentração, área de contato e temperatura na 
velocidade das reações
MATERIAL NECESSÁRIO:
Suporte para tubos de ensaio, 11 tubos de ensaio, pipeta volumétrica de 5 mL, chapa de 
aquecimento, termômetro, conta-gotas.
REAGENTES:
H2O2 (água oxigenada ou peróxido de hidrogênio) 10 volumes, H2O2 20 volumes, solução de 
KI (iodeto de potássio) 0,1 mol/L, batatinha, detergente.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:
1ª EXPERIÊNCIA: influência de diferentes catalisadores
Coloque 5 mL de água oxigenada 10 volumes nos três tubos de ensaios, em seguida 
adicione 10 gotas de detergente nos três tubos, umedecendo as paredes dos tubos para a 
espuma deslizar facilmente. O detergente é para manter o gás oxigênio em forma de bolhas 
mantendo a espuma nos tubos. Coloque os tubos um ao lado do outro. Num adicione 5 gotas da 
solução de iodeto de potássio 0,1 mol/L (Tubo 1), no segundo adicione alguns pedacinhos de 
batatinha (Tubo 2) e no terceiro não adicione nada (Tubo 3). Anote o que ocorre em cada um.
 H2O2 → H2O + ½ O2 (reação não catalisada)(reação não catalisada)
 H2O2 + KI → H2O + OI¯
 H2O + OI¯ → H2O + KI + ½O2
__________________________________________________________________________________________________________________________
H2O2 + KI + H2O + OI¯ → H2O + OI¯ + H2O + KI + ½ O2 
 H2O2 → H2O + ½ O2 
H2O2 + enzima catalase (batatinha) → H2O + ½O2 + batatinha (reação catalisada pela batatinha)(reação catalisada pela batatinha)
Tubo 1 - _______________________________________________________________________
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reação catalisada pelo KIreação catalisada pelo KI
Tubo 2 - _______________________________________________________________________
Tubo 3 - _______________________________________________________________________
______________________________________________________________________________
2ª EXPERIÊNCIA: influência da concentração dos reagentes
Coloque 5mL de água oxigenada volume 10 em um tubo de ensaio (Tubo 4) e 5mL de água 
oxigenada volume 20 no outro tubo (Tubo 5), previamente umedecido com detergente (10 gotas). 
Adicione 5 gotas de solução de iodeto de potássio nos dois tubos. Anote as observações:
Tubo 4 - _______________________________________________________________________
______________________________________________________________________________
Tubo 5 - _______________________________________________________________________
______________________________________________________________________________
3ª EXPERIÊNCIA: influência da concentração dos reagentes
Coloque 5mL de água oxigenada 10 volumes nos dois tubos de ensaios, adicione 10 gotas 
de detergente e umedeça a parte interna dos tubos. Coloque 5 gotas de solução iodeto de 
potássio em um dos tubos (Tubo 6) e no outro coloque 10 gotas (Tubo 7).
Tubo 6 - _______________________________________________________________________
______________________________________________________________________________
Tubo 7 - _______________________________________________________________________
______________________________________________________________________________
4ª EXPERIÊNCIA: influência da área de contato
Coloque 5 mL de água oxigenada 10 volumes nos dois tubos, adicione 10 gotas de 
detergente e umedeça a parte interna dos tubos. Adicione a mesma quantidade de batatinha nos 
tubos de ensaios, no primeiro coloque um pedaço (Tubo 8) e no segundo coloque a batatinha 
ralada (Tubo 9) e observe.
Tubo 8 - _____________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Tubo 9 - _______________________________________________________________________
______________________________________________________________________________
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5ª EXPERIÊNCIA: influência da temperatura
Coloque 5mL de água oxigenada 10 volumes nos dois tubos, adicione 10 gotas de 
detergente e umedeça a parte interna dos tubos. Um permanece à temperatura ambiente (Tubo 
10) e o outro aquecido à 60ºC (Tubo 11). Colocar 5 gotas de iodeto de potássio no dois tubos e 
observar.
Tubo 10 - ______________________________________________________________________
______________________________________________________________________________
Tubo 11 - ______________________________________________________________________
______________________________________________________________________________
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BIBLIOGRAFIA:
AGUILAR, Marilza Sampaio. Apostila de Química. Faculdade Estácio de Sá: Rio de 
Janeiro.
SOMERA, Neusa Maria Mazzaro; BEATRIZ, Adilson. Química F - Apostila dos 
Experimentos. Universidade Federal de Mato Grosso do Sul: Campo Grade.
SANTOS, Francisco Klebson Gomes dos; e et. al. Disciplina: Química Experimental. 
Universidade Federal Rural do Semi-Árido: Mossoró.
BEATRIZ, Adilson. Manual de Instruções para as Aulas Práticas. Universidade Federal 
de Mato Grosso do Sul: Campo Grande.
SOUZA, Alexandre Araújo de. Apostila de Práticas de Laboratório de Química Geral. 
Universidade Federal do Piauí: Teresina.
20
	 1.1 Aferição de equipamento volumétrico
	1.2 Determinação da água de cristalização do CuSO4
	1.3 Reações químicas e estequiometria
	1.4 Exemplos de reações exotérmicas e endotérmicas
	1.5 Calor de dissolução e calor de neutralização
	1.6 Eletrodeposição e a Lei de Faraday
	1.7 Células Galvânicas (pilhas)
	1.8 Corrosão do ferro
	1.9 Fatores que influenciam a velocidade