Apostila_QMC1018-MANFREDO-Engenharia Química-UFSM-PDF

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA MARIA 
CENTRO DE CIÊNCIAS NATURAIS E EXATAS 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
SETOR DE QUÍMICA INORGÂNICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL 
MANUAL DE LABORATÓRIO 
 
 
 
PROFA. DRA. BÁRBARA TIRLONI 
PROF. DR. ERNESTO S. LANG 
PROF. DR. SAILER S. DOS SANTOS 
 
 
 
SANTA MARIA – RS 
2018 
2 
 
 
SUMÁRIO 
I - INSTRUÇÕES GERAIS ............................................................................................ 3 
II - SEGURANÇA DE LABORATÓRIO: NORMAS BÁSICAS ........................................ 7 
III – GERENCIAMENTO E DESCARTE DE RESÍDUOS ............................................ 10 
IV - ATIVIDADES EXPERIMENTAIS .......................................................................... 13 
EXPERIMENTO 1: APRESENTAÇÃO DE EQUIPAMENTOS BÁSICOS DE 
LABORATÓRIO .......................................................................................................... 13 
EXPERIMENTO 2: PROPRIEDADES DE SUBSTÂNCIAS IÔNICAS E 
MOLECULARES ......................................................................................................... 19 
EXPERIMENTO 3: CROMATOGRAFIA DE PAPEL ............... ..... ............................. 26 
EXPERIMENTO 4: CRISTALIZAÇÃO ........................................................................ .35 
EXPERIMENTO 5: PREPARO DE UM INDICADOR DE pH ....................................... 39 
EXPERIMENTO 6: REAÇÕES QUÍMICAS – Aspectos Qualitativos ........................... 44 
EXPERIMENTO 7: REAÇÕES ÁCIDO–BASE ............................................................ 50 
EXPERIMENTO 8: REAÇÕES DE PRECIPITAÇÃO ................................................ 59 
EXPERIMENTO 9: REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO .................................................. 67 
EXPERIMENTO 10: PREPARO DE SOLUÇÕES ....................................................... 76 
EXPERIMENTO 11: PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES ............................................ 84 
EXPERIMENTO 12 : ANÁLISE ESTEQUIOMÉTRICA ............................................... 93 
EXPERIMENTO 13: TERMOQUÍMICA .................................................................... 103 
EXPERIMENTO 14: QUÍMICA DE COORDENAÇÃO ............................................... 108 
V – REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS .................................................................... 112 
 
3 
 
 
I - INSTRUÇÕES GERAIS 
Introdução 
 As atividades propostas para a disciplina de Química Geral Experimental visam 
proporcionar ao aluno conceitos sólidos de Química Geral e a oportunidade para 
trabalhar com autonomia e segurança em um laboratório de química. Procurar-se-á, 
para isto, não apenas desenvolver a habilidade no manuseio de reagentes e 
aparelhagens, mas também criar condições para uma avaliação crítica dos 
experimentos realizados. 
 As práticas encontram-se diretamente ligadas aos tópicos discutidos nas aulas 
teóricas, estimulando-se assim a sedimentação do conhecimento em química. 
 Durante a realização dos experimentos devem-se efetuar anotações sobre os 
fenômenos observados, das massas e volumes utilizados, tempo decorridos, 
condições iniciais e finais do sistema. Um caderno é necessário para essa finalidade, 
pois possibilitará uma descrição precisa das atividades de laboratório. 
 
Dinâmica das Aulas Práticas 
 Leitura com antecedência, pelos alunos, do assunto a ser abordado na aula; 
 Discussão inicial, com o professor, dos aspectos teóricos e práticos relevantes; 
 Execução pelos alunos dos experimentos utilizando a apostila. Sendo assim, é 
indispensável a partir da primeira aula o uso da apostila; 
 Interpretação e discussão dos resultados juntamente com o professor; 
 Apresentação dos resultados de cada experimento no caderno. 
 
Planejamento das atividades 
Em um laboratório, todas as atividades necessitam de muita atenção, precisão 
e qualidade. É muito importante que se faça um planejamento prévio: 
 Verificar o bom funcionamento dos equipamentos e instrumentos necessários ao 
trabalho; 
 Avaliar as condições das vidrarias; 
 Separar as substâncias químicas e as soluções necessárias; 
 Avaliar se as condições dos laboratórios são favoráveis à execução das tarefas. 
 
Caderno de Laboratório 
Com objetivo de melhor aproveitamento da disciplina, cada aluno deverá ter um 
caderno de laboratório exclusivo para a disciplina. A finalidade de um caderno de 
4 
 
 
laboratório é manter um registro permanente do trabalho de laboratório, referente a 
cada uma das experiências realizadas. As anotações devem ser concisas, mas 
suficientemente completas para que possam ser lidas e entendidas por outras 
pessoas. 
Neste caderno deverão constar todas as informações necessárias para 
execução e compreensão do experimento a ser realizado. Os dados experimentais 
obtidos no laboratório devem ser registrados diretamente no caderno durante a 
execução dos trabalhos. Cada aluno deve ter um caderno de laboratório para 
registrar: 
 medidas realizadas nos experimentos organizadas na forma de tabela; 
 observações; 
 cálculos; 
 equações das reações químicas; 
 interpretações de resultados; 
 avaliações e conclusões dos experimentos desenvolvidos. 
As anotações deverão ser apresentadas de maneira clara, concisa e objetiva. 
Para se aproveitar o tempo ao máximo, muitas anotações podem ser feitas no 
caderno antes de ser iniciado o trabalho de laboratório. Exemplos: 
 data do registro; 
 título do experimento; 
 objetivo da investigação; 
 condições ambientes no momento da realização do experimento; 
 enunciado do problema a investigar; 
 resumo do procedimento; 
 anotações realizadas na discussão prévia ao trabalho de laboratório; 
 esquemas ordenando as operações a serem executadas; 
 tabelas elaboradas para o registro de dados. 
As anotações a serem feitas após o trabalho de laboratório geralmente 
compreendem: 
 representação gráfica dos dados, se necessário; 
 cálculos; 
 discussão dos resultados experimentais; 
 conclusões. 
 
5 
 
 
Atividade Pré-Laboratório1* 
 
Antes de entrar no laboratório para desenvolver qualquer trabalho, um bom 
químico deve saber exatamente quais procedimentos deverão ser seguidos. Portanto, 
para que uma atividade experimental seja bem sucedida, é necessário que se faça 
um bom planejamento. Uma das formas de facilitar a interpretação de um roteiro 
experimental é representá-lo numa forma diagramática como um fluxograma. 
A seguir estão descritos os símbolos comumente utilizados para a montagem 
de fluxogramas: 
 
a) Os nomes, fórmulas e quantidades dos materiais iniciais (reagentes) são 
inscritos em um retângulo colocado no começo do diagrama. A partir da base 
do retângulo traça-se uma linha vertical que chega até a fase operacional 
seguinte: 
 
b) A adição de um reagente aos materiais iniciais é indicada por meio de uma 
seta perpendicular à linha vertical que une as duas fases do processo: 
 
c) Indica-se a retirada de uma porção da mistura reacional com uma seta que 
parte da linha vertical. A porção separada ficará entre duas linhas horizontais 
paralelas: 
 
d) As operações unitárias realizadas na mistura reacional que não impliquem em 
separação de componentes devem ser representadas pela interrupção da linha 
vertical, por duas linhas horizontais paralelas. A descrição da operação fica 
 
1
*Adaptado de Manual de Instruções e Roteiros dos Experimentos, MATSUMOTO et al, 2013. 
6 
 
 
compreendida no espaço entre as duas linhas: 
 
e) Uma operação que implique na separação dos componentes da mistura é 
indicada traçando-se uma linha horizontal no fim da linha vertical. O nome da 
operação é escrito entre parênteses, debaixo da linha horizontal. Os produtos 
resultantes de uma separação são encerrados em retângulos, os quais são 
unidos por linhas verticais às extremidades da linhahorizontal: 
 
f) Os produtos resultantes de qualquer operação também são fechados em 
retângulos: 
 
Exemplo de fluxograma construído a partir das orientações descritas: 
 
 
7 
 
 
Nesta disciplina, a atividade pré-laboratório será desenvolvida no caderno de 
laboratório e consistirá na identificação do experimento (título, objetivos e página do 
manual), resolução das questões preliminares de cada experimento contidas no 
manual de laboratório, e construção do fluxograma dos procedimentos a serem 
realizados. A não realização da atividade pré-laboratório será penalizada na nota de 
participação em aula. 
 
II - SEGURANÇA DE LABORATÓRIO: NORMAS BÁSICAS 
A segurança no laboratório é uma responsabilidade que deve ser assumida 
por professores, monitores, técnicos e alunos, não sendo permitidas brincadeiras ou 
atitudes que possam provocar danos para si ou outras pessoas. 
Embora não seja possível enumerar todas as causas de possíveis acidentes 
em um laboratório, existem alguns cuidados que são considerados básicos e que se 
observados ajudam a evitá-los. 
REGRAS GERAIS: 
1. É PROIBIDO comer, beber ou fumar no laboratório; 
2. Deve-se evitar trabalhar sozinho no laboratório, a presença de outras pessoas será 
sempre uma valiosa ajuda em caso de acidentes; 
3. Somente será permitida a entrada de alunos no laboratório após ou juntamente com o 
professor. É OBRIGATÓRIO O USO DE JALECO E ÓCULOS DE SEGURANÇA, 
ALÉM DE CALÇA COMPRIDA, SAPATO FECHADO E CABELO PRESO (PARA 
QUEM TEM CABELO LONGO). 
4. Faça uso dos EPI’s (equipamentos de proteção individual) necessários; 
5. Leia com atenção o protocolo experimental antes de executá-lo. Em caso de dúvida 
discuta o assunto com o professor, monitor ou técnico antes de tentar fazer o 
experimento; 
6. Faça apenas as experiências indicadas pelo professor. Caso deseje tentar qualquer 
modificação do roteiro experimental discuta com o professor antes de fazê-lo; 
7. Se você usa lente de contato não trabalhe no laboratório utilizando as lentes. 
Durante o experimento use óculos de grau. 
8. Procure conhecer o mapa do laboratório para localizar equipamentos de segurança, 
tais como, chuveiro de emergência, lava olhos, extintores, caixa de areia e caixa de 
primeiros socorros. Procure conhecer como funcionam os equipamentos antes de 
usá-los; 
9. Conheça o tipo de extintores de incêndio no laboratório; 
8 
 
 
10. Localize as saídas de emergência; 
11. Não trabalhe com material imperfeito ou quebrado; 
12. Conserve sempre limpo os equipamentos, vidraria e sua bancada de trabalho. Evite 
derramar líquidos, mas se o fizer, limpe o local imediatamente; 
13. Gavetas e portas dos armários devem ser mantidas sempre fechadas quando não 
estiverem sendo utilizadas; 
14. Lave suas mãos frequentemente durante o trabalho prático, especialmente se algum 
reagente químico for respingado. 
15. Leia com atenção os rótulos dos frascos de reagentes químicos para evitar pegar o 
frasco errado. Certifique-se de que o reagente contido no frasco é exatamente o 
citado no roteiro experimental; 
16. Nunca coloque de volta no frasco os reagentes não utilizados. Não coloque objeto 
algum nos frascos de reagentes, exceto o conta-gotas de que alguns são providos ou 
pipetas colocadas especificamente ao lado direito dos frascos; 
17. Evite contato físico com qualquer reagente químico. Seja cuidadoso ao manusear 
substâncias corrosivas tais como ácidos e bases; 
18. A diluição de ácidos concentrados deve ser feita adicionando-se o ácido lentamente, 
com agitação constante, sobre a água e NUNCA ao contrário (água sobre o ácido). O 
ácido adicionado lentamente sobre a água e sob constante agitação permite que o 
calor liberado no processo seja absorvido e/ou dissipado no meio. 
19. Rotular imediatamente qualquer reagente ou solução preparada e amostras 
coletadas. 
20. Nunca deixe frascos contendo reagentes químicos inflamáveis próximos a chama; 
21. Não deixe nenhuma substância sendo aquecida por longo tempo sem supervisão; 
22. O bico de Bunsen deve permanecer aceso somente enquanto estiver sendo utilizado; 
23. Não deixe recipientes quentes em lugares em que possam ser pegos 
inadvertidamente. Lembre-se de que o vidro quente tem a mesma aparência do vidro 
frio; 
24. Use a capela para experiências que envolvam o uso ou liberação de gases ou 
vapores tóxicos ou corrosivos; 
25. Não aqueça tubos de ensaios com a extremidade aberta voltada para si mesmo ou 
para alguém próximo. Sempre que possível o aquecimento deve ser feito na capela. 
26. Não pipete de maneira alguma nenhum tipo de líquido com a boca. Use sempre a 
"pêra de borracha" para pipetar; 
9 
 
 
27. Nunca coloque o nariz próximo do frasco para sentir o cheiro de substâncias 
químicas. Caso necessite cheirar alguma substância, deixe-a longe e abane 
suavemente. 
28. Em caso de possuir alguma alergia, estar grávida ou qualquer outro problema médico 
que possa ser afetado quando exposto a determinados reagentes químicos, 
comunique imediatamente ao professor; 
29. Comunique ao professor, monitor ou técnico sempre que notar algo anormal no 
laboratório. 
30. Em caso de ACIDENTE comunique ao professor imediatamente. Ele deverá decidir 
sobre a gravidade e tomará as atitudes necessárias. 
31. O descarte de resíduos deverá ser efetuado em recipientes adequados separando-se 
os diversos tipos de resíduos gerados em categorias definidas anteriormente com o 
professor responsável. Este cuidado é muito importante para a posterior recuperação 
das substâncias que compõe cada atividade experimental e diminuição da geração de 
resíduos químicos, promovendo maior segurança, menor desperdício de reagentes e 
conservação da natureza pela não contaminação do meio ambiente. 
32. Ao término do período de laboratório, lave o material utilizado, limpe sua bancada de 
trabalho e verifique se os equipamentos estão limpos e desligados.1-2 
 
EM CASO DE ACIDENTE, NÃO SE APAVORE, PROCURE AJUDA O MAIS 
RÁPIDO POSSÍVEL. 
 
Acidentes e primeiros socorros 
As substâncias citadas abaixo podem ser encontradas na Caixa de Primeiros 
Socorros. As medidas sugeridas são emergenciais e a vítima deve ser 
encaminhada a um médico o mais rápido possível. 
QUEIMADURA 
 Causadas por CALOR - quando LEVES aplicar pomada de Picrato de Butesin 
ou similar e quando GRAVES devem ser cobertas com gaze esterilizada 
previamente umedecida com solução aquosa de bicarbonato de sódio 5%. 
 Causadas por ÁCIDO - deve-se lavar imediatamente a região atingida com 
bastante água durante pelo menos 5 minutos. Em seguida tratar com solução 
de bicarbonato de sódio a 1% e lavar novamente com água. Secar o local e 
aplicar mertiolate. 
10 
 
 
 Causadas por BASE - deve-se lavar imediatamente a região atingida com 
bastante água durante pelo menos 5 minutos. Em seguida tratar com solução 
de ácido acético 1% e novamente lavar com água. Secar o local e aplicar 
mertiolate. 
ÁCIDO NOS OLHOS - deve-se lavar com bastante água durante aproximadamente 
15 minutos e aplicar solução de bicarbonato de sódio 1%. 
BASE NOS OLHOS - deve-se lavar com bastante água durante aproximadamente 15 
minutos e aplicar uma solução de ácido bórico 1%. 
INTOXICAÇÃO POR GASES - remover a vítima para um ambiente arejado e deixar 
descansar. 
 
Segurança no laboratório 
http://www.cdc.gov/niosh/ipcs/icstart.html 
Neste site há informações a respeito da periculosidade das substâncias, formas 
adequadas de manipulação, métodos de tratamento de resíduos, referência a 
legislação, e normas técnicas. O site é mantido pelo National Institute of Occupational 
Safety and Health, e é possível acessá-lo em 14 línguas diferentes, entre elas, o 
espanhol e o inglês.1 
 
III – GERENCIAMENTO E DESCARTE DE RESÍDUOS 
 O controle da poluição tem sido um dos maiores desafios ambientais do mundo 
atual. O reconhecimento de que a ação do homem contribui para deterioração domeio ambiente natural e dos recursos naturais tem sido comum, fazendo com que os 
países, tanto desenvolvidos quanto em desenvolvimento, busquem alternativas em 
relação à restauração do meio ambiente natural. 
 A adoção de estratégias relacionadas à preservação ambiental, observadas 
atualmente nas mais elementares atividades humanas, é resultante de uma evolução 
da conscientização dos cidadãos e empresas sobre os danos causados por diversas 
atividades domésticas. Esse avanço se fez notório, sobretudo, nas últimas duas 
décadas, sendo uma das preocupações principais a questão da geração de resíduos 
sólidos, líquidos ou gasosos que, de uma maneira ou de outra, têm seu destino final 
na atmosfera, nos solos e nos corpos d’água. 
 Em relação aos resíduos químicos de um modo geral, as indústrias são as 
maiores geradoras em termos de volume e periculosidade. Entretanto, é inegável que 
a geração de resíduos não é exclusividade das indústrias, uma vez que em 
http://www.cdc.gov/niosh/ipcs/icstart.html
11 
 
 
laboratórios de universidades, escolas e institutos de pesquisa também são gerados 
resíduos de elevada diversidade e volume reduzido, mas que podem representar 1% 
do total dos resíduos perigosos. 
 Recentemente vem crescendo o interesse pela Química Limpa, através da qual 
as indústrias estão gradualmente trocando processos tradicionais por tecnologias 
ambientalmente corretas, sendo que as instituições de ensino e pesquisa estão 
montando programas de gerenciamento de resíduos. Essas atitudes são essenciais 
para que os danos ambientais e os riscos à saúde sejam minimizados. A 
implementação destes programas possibilita que os resíduos recuperados possam 
não somente ser sucessivamente reutilizados no mesmo processo em que foram 
gerados, como também serem transformados em matéria-prima. 
 Em vista disso, torna-se necessário um “gerenciamento dos resíduos” gerados 
nos laboratórios durante as aulas práticas. Neste sentido têm-se como objetivos: fazer 
o registro dos resíduos provenientes nas aulas; elaborar rótulos para padronizar os 
frascos adequadamente para recolhimento e classificação dos diferentes tipos de 
resíduos; diminuir o consumo de regentes perigosos; substituir reagentes tóxicos por 
outros de menor toxidez; substituir experimentos que geram grande volume de 
resíduos (sem prejuízo didático) e conscientizar e sensibilizar os alunos para a 
questão ambiental. 
 
Gestão de resíduos no laboratório 
 Vários critérios norteiam o gerenciamento de resíduos, aqui apresentado como: 
responsabilidade (ética) ambiental; mudança de mentalidade na formação de novos 
cidadãos; encorajamento da segurança nos laboratórios; economia de recursos; 
conformidade com a legislação; coerência de postura da academia diante dos 
problemas ambientais. 
 Para minimizar os resíduos nas aulas de Química Geral Experimental 
buscaram-se as seguintes práticas: 
 Reavaliação das atividades experimentais, toxicidade e quantidades; 
 Adoção de microescala para as atividades imprescindíveis, mais atividades em 
grupos em detrimento das individuais; 
 Adoção do reuso: utilizar um resíduo de atividade experimental como insumo 
para outras, sem que haja necessidade de qualquer tratamento; 
Os resíduos gerados no laboratório serão segregados conforme os itens 
descritos a seguir, evitando-se ao máximo a mistura de resíduos, visando realizar a 
12 
 
 
operação dentro dos critérios de segurança individual e coletivo. Os resíduos 
químicos serão segregados no laboratório em recipientes adequados, devidamente 
identificados por tipo de composto com rótulos padronizados. A segregação dos 
resíduos é realizada levando em consideração as seguintes correntes: 
1) Solventes orgânicos não halogenados: todos os solventes que possam ser 
utilizados ou recuperados, tais como alcoóis e cetonas (etanol, acetona, etc.). Os 
solventes como etanol e acetona poderão ser recuperados no laboratório por 
destilação. 
2) Solventes orgânicos halogenados: todos solventes e misturas contendo solventes 
halogenados (clorofórmio, diclorometano, etc.). Esses solventes são segregados em 
recipientes especiais devidamente identificados para o tratamento e/ou disposição 
final. 
3) Solventes orgânicos halogenados contaminados com metal. Esses solventes são 
segregados em recipientes especiais devidamente identificados para o tratamento 
e/ou disposição final. 
4) Solventes orgânicos contaminados com metal. Esses solventes são segregados 
em recipientes especiais devidamente identificados para o tratamento e/ou disposição 
final. 
5) Resíduos sólidos: papel filtro, algodão e outros. Esses resíduos sólidos são 
segregados em recipientes especiais devidamente identificados para o tratamento 
e/ou disposição final.2 
Alguns dos resíduos gerados são soluções fracamente ácidas ou alcalinas, as 
quais podem ser diluídas, neutralizadas e descartadas diretamente na pia. No 
entanto, alguns resíduos podem ser reutilizados como insumos na disciplina. Os 
demais resíduos devem ser segregados no laboratório em recipientes adequados, 
devidamente identificados por tipo de composto com rótulos padronizados. 
 
13 
 
 
 
 
 
 
 
IV – ATIVIDADES EXPERIMENTAIS 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 1: 
APRESENTAÇÃO DE EQUIPAMENTOS BÁSICOS DE 
LABORATÓRIO 
 
14 
 
 
EXPERIMENTO 1: APRESENTAÇÃO DE EQUIPAMENTOS BÁSICOS DE 
LABORATÓRIO1-3 
 
Objetivos 
- Ter conhecimento dos equipamentos mais comumente utilizados em laboratórios de 
Química e necessários para a realização dos experimentos propostos 
 
Introdução 
A execução de qualquer experimento na Química envolve geralmente a 
utilização de uma variedade de equipamentos de laboratório, na maioria muito 
simples, porém com finalidade específicas. O emprego de um dado equipamento ou 
material depende dos objetivos e das condições em que a experiência será 
executada. Abaixo foram colocadas as relações de materiais e algumas utilizações e 
nas páginas seguintes, você encontrará imagens de quase todos esses materiais. 
 Faça a correspondência adequada e tente encontrar outras utilizações para 
cada um desses materiais. 
 
1. Material de vidro 
( ) Tubo de ensaio – utilizado para efetuar reações químicas em pequena escala, 
principalmente testes de reações. 
( ) Béquer – recipiente com ou sem graduação, utilizado para o preparo de 
soluções, aquecimento de líquidos, recristalização, etc. 
( ) Frasco de Erlenmeyer ou frasco cônico – frasco utilizado para aquecer líquido 
ou fazer titulações. 
( ) Kitassato – frasco de paredes espessas, munido de saída lateral e usado em 
filtrações a pressão reduzida e reações que se deseja coletar um gás 
desprendido. 
( ) Balão de fundo chato ou de Florence – utilizado para armazenar líquido e em 
destilações. 
( ) Balão de fundo redondo – utilizado para aquecimento de líquidos e reações. 
( ) Balão volumétrico – O tamanho deve ser escolhido tendo em vista o volume 
de líquido que irá conter. É calibrado para conter quantidades exatas de 
líquidos. Fornece medida de volumes com grande precisão. Utilizado no 
preparo e diluição de soluções. Nunca deve ser aquecido. 
15 
 
 
( ) Proveta – frasco com graduações, destinado a medidas aproximadas de 
líquidos. 
( ) Bureta – equipamento calibrado para medida precisa de volume de líquidos. 
Permite o escoamento do líquido e é muito utilizado em titulações. 
( ) Pipeta – equipamento calibrado para medida precisa de volume de líquidos. 
Existem dois tipos: pipeta graduada (medidas precisas de volumes variáveis 
de líquidos) e pipeta volumétrica (medidas precisas de volumes fixos de 
líquidos). 
( ) Funil - utilizado na transferência de líquidos de um frasco para o outro ou para 
efetuar filtrações simples. 
( ) Vidro de relógio – usado geralmente para cobrir béquer contendo solução ou 
para evaporação em análise de líquidos, pesagem de sólidos, secagem de 
sólidosnão higroscópicos. 
( ) Placa de Petri – usada para fins diversos. 
( ) Dessecador – utilizado no armazenamento de substâncias quando se 
necessita de uma atmosfera com baixo teor de umidade. 
( ) Pesa filtro – recipiente destinado à pesagem de sólidos. 
( ) Bastão de vidro – utilizado na agitação e transferência de líquidos. 
( ) Funil de separação – equipamento utilizado na separação de líquidos 
imiscíveis. 
Condensador – equipamento utilizado para condensação de vapores em destilações 
ou aquecimento sob refluxo. Os condensadores mais comuns são: 
( ) condensador de tubo reto: apresenta uma superfície de condensação 
pequena e por isso não é apropriado para o resfriamento de líquidos de ponto 
de ebulição baixo. 
( ) condensador de bolas: empregado em refluxos. Contribui para que os vapores 
do solvente sejam condensados e retornem ao balão de origem. 
( ) condensador de serpentina: proporciona uma superfície de condensação 
maior e é usado principalmente no resfriamento de vapores de ponto de 
ebulição baixo. 
( ) Balão de destilação com saída lateral – utilizado em destilações simples. 
( ) Cuba de vidro – utilizada para banhos de gelo e fins diversos. 
( ) Termômetro – usado para medidas de temperatura. 
 
 
16 
 
 
2. Material de porcelana 
( ) Funil de Buchner – utilizado em filtrações a pressão reduduzida, devendo ser 
acoplado a um kitassato. 
( ) Cápsula de porcelana – usada para efetuar evaporações de líquidos e 
secagem de sólidos. 
( ) Cadinho – usado para calcinação de substâncias. 
( ) Almofariz e pistilo – empregado para triturar e pulverizar sólidos. 
 
3. Material Metálico 
( ) Suporte Universal – sustentação de equipamentos em geral. 
( ) Mufa – fixação de garras ao suporte universal. 
( ) Garra – fixação de frascos (condensadores, frascos de kitassato, balões, etc.) 
( ) Pinça de Mohr e de Hofmann - usadas para impedir ou reduzir o fluxo de 
líquidos ou gases através de tubos flexíveis. 
( ) Pinça metálica - utilizada para segurar objetos aquecidos. 
( ) Tela de amianto – Tela metálica, contendo amianto, utilizada para distribuir 
uniformemente o calor durando o aquecimento de recipientes de vidro à 
chama de um bico de gás. 
( ) Triângulo de ferro com porcelana – usado principalmente como suporte em 
aquecimentos de cadinhos (aquecimento direto). 
( ) Tripé – usado como suporte, principalmente de telas ou triângulos. 
( ) Bico de gás (Bunsen) – fonte de calor destinado ao aquecimento de materiais 
não inflamáveis. 
( ) Argola – usada para suporte de funil de vidro. 
( ) Espátula – usada para transferir substâncias sólidas. 
( ) Furador de rolhas – utilizado, quando necessário, para perfurar rolhas de 
cortiça e borracha. 
 
4. Materiais Diversos 
( ) Suporte (ou estante) – tubo para ensaios. 
( ) Pinça de madeira ou prendedor – utilizado para segurar tubos de ensaio. 
( ) Trompa d’água – dispositivo para aspirar o ar e reduzir a pressão no interior 
de um frasco. 
( ) Pisseta – frasco plástico, geralmente contendo água destilada (ou outro 
17 
 
 
solvente), usado para efetuar a lavagem dos recipientes com jatos de líquido 
nela contido. 
( ) Pera de borracha – utilizada para pipetar. 
( ) Pipetador Pi-Pump – utilizado em diversos tipos de pipeta, apresenta uma 
roldana para um preciso controle do enchimento ou dispensação da pipeta. 
( ) Estufa – utilizada para a secagem de materiais (por aquecimento), em geral 
até 200 ºC. 
( ) Mufla ou forno – utilizado para calcinação de substâncias (por aquecimento), 
em geral até 1000 ou 1500 ºC. 
 
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EXPERIMENTO 2: 
PROPRIEDADES DE SUBSTÂNCIAS IÔNICAS E 
MOLECULARES 
 
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EXPERIMENTO 2: PROPRIEDADES DE SUBSTÂNCIAS IÔNICAS E 
MOLECULARES 
 
Pré-Laboratório – Para ser respondido no caderno de laboratório 
1. Desenhe no seu caderno de laboratório um fluxograma que represente o 
procedimento deste experimento (veja item Procedimento). 
2. Classifique cada uma das substâncias seguintes como eletrólito forte, eletrólito 
fraco ou não-eletrólito: (a) H2O, (b) KCℓ, (c) HNO3, (d) CH3COOH, (e) C12H22O11. 
3. A passagem de eletricidade por uma solução eletrolítica é causada pelo movimento 
de: (a) apenas dos elétrons, (b) somente dos cátions, (c) só dos ânions, (d) pelos 
cátions e ânions. 
4. Indique e explique quais dos seguintes sistemas são condutores de eletricidade: (a) 
NaCℓ sólido, (b) NaCℓ fundido, (c) solução aquosa de NaCℓ. 
5. Dado um composto X solúvel em água, descreva como você poderia determinar se 
o composto é um eletrólito ou um não-eletrólito. Se fosse um eletrólito, como você 
poderia determinar se é forte ou fraco? 
6.Explique por que uma solução de HCℓ em benzeno não conduz eletricidade mas em 
água conduz. 
 
Objetivos 
Ao final do experimento, o aluno deverá ser capaz de: 
- Verificar a natureza elétrica de espécies puras e em solução; 
- Analisar a condutividade em função da concentração de eletrólitos 
 
Introdução 
 Muitas reações químicas e quase todas as reações bioquímicas ocorrem em 
meio aquoso. As substâncias (solutos) que se dissolvem em água (solvente) podem 
ser divididas em duas categorias (eletrólitos e não-eletrólitos), dependendo de suas 
capacidades em conduzir a corrente elétrica. 
 Um eletrólito é uma substância que, quando dissolvida em água, produz uma 
solução capaz de conduzir eletricidade. Um não-eletrólito não conduz eletricidade 
quando dissolvido em água. A Figura 2.1 mostra um método fácil e direto de distinguir 
eletrólitos de não-eletrólitos. Um par de eletrodos de platina é imerso em um béquer 
contendo água. Para que a lâmpada se acenda, a corrente elétrica deve passar de 
um eletrodo para outro, completando assim o circuito. A água pura é um condutor de 
21 
 
 
eletricidade muito fraco. No entanto, se adicionarmos uma pequena quantidade de 
cloreto de sódio (NaCℓ), a lâmpada acende-se logo que o sal tenha se dissolvido na 
água. Quando o NaCℓ sólido, um composto iônico, se dissolve em água, seus íons 
Na+ e Cℓ– se separam. Os íons Na+ são atraídos para o eletrodo negativo e os íons 
Cℓ– para o eletrodo positivo. Esse movimento iônico é equivalente ao fluxo de elétrons 
ao longo de um fio metálico. Como a solução de NaCℓ conduz eletricidade, dizemos 
que o NaCℓ é um eletrólito. A água pura contém muitos poucos íons, por isso não 
conduz eletricidade. 
A comparação da intensidade da luz da lâmpada para as mesmas quantidades 
molares de diferentes substâncias dissolvidas ajuda-nos a distinguir entre eletrólitos 
fortes e fracos. Uma característica dos eletrólitos fortes é que se considera que o 
soluto está 100% dissociado nos seus íons em solução. (Por dissociação entende-se 
a quebra do composto em cátions e ânions). Dessa forma, podemos representar o 
cloreto de sódio dissolvido na água como 
NaCℓ(s) 
H2O
→ Na+(aq) + Cℓ–(aq) Eq. 1 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 2.1- (a) Solução não-eletrolítica; (b) Solução de um eletrólito fraco; (c) Solução 
de um eletrólito forte (Figura extraída de CHANG, R.; Química Geral - Conceitos 
Essenciais, 4ª Ed). 
 
Essa equação nos diz que todo o cloreto de sódio se dissolve e se separa em 
Na+ e Cℓ–; não há unidades NaCℓ não dissociadas em solução. 
A Tabela 2.1 apresenta alguns exemplos de eletrólitos fortes, eletrólitos fracos 
e não-eletrólitos. Compostos iônicos, como o cloreto de sódio, iodeto de potássio, KI, 
22 
 
 
e nitrato de cálcio, Ca(NO3)2, são eletrólitos fortes. É interessante observar que os 
fluidos do corpo humano contêm muitos eletrólitos fortes e fracos. 
A água é um bom solvente para compostos iônicos. Apesar de a água ser uma 
molécula eletricamente neutra, ela tem uma região positiva (os átomos de H) e uma 
região negativa (os átomos de O) ou "polos" positivos e negativos; por essa razãoa 
água é classificada como um solvente polar. Quando um composto iônico como o 
cloreto de sódio é dissolvido em água, a rede tridimensional dos íons no sólido é 
destruída, e os íons Na+ e Cℓ– se separam. Em solução, cada íon Na+ é rodeado por 
um número de moléculas de água orientadas com sua extremidade negativa na 
direção do cátion. Do mesmo modo, cada íon Cℓ– é rodeado por um número de 
moléculas de água orientadas com sua extremidade positiva na direção do ânion 
(Figura 2.2). O processo no qual um íon é rodeado por moléculas de água dispostas 
de determinada maneira é chamado de hidratação. A hidratação ajuda a estabilizar os 
íons em solução e evita a combinação entre cátions e ânions. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 2.2 - Hidratação dos íons Na+ e Cℓ– (Figura extraída de CHANG, R.; Química 
Geral - Conceitos Essenciais, 4ª Ed). 
 
Os ácidos e as bases são também eletrólitos. Alguns ácidos, incluindo o ácido 
clorídrico (HCℓ) e o ácido nítrico (HNO3), são eletrólitos fortes. Esses ácidos ionizam-
se completamente em água; por exemplo, quando o gás cloreto de hidrogênio é 
dissolvido em água, formam-se íons H+ e Cℓ– hidratados: 
 
HCℓ(g) 
H2O
→ H+(aq) + Cℓ– (aq) Eq. 2 
 
23 
 
 
Tabela 2.1 - Classificação dos solutos em solução aquosa. ( 
Eletrólitos Fortes Eletrólitos Fracos Não-eletrólitos 
HCℓ CH3COOH CO(NH2)2 (uréia) 
HNO3 HF CH3OH (metanol) 
HCℓO4 HNO2 C2H5OH (etanol) 
H2SO4 NH3 C6H12O6 (glicose) 
NaOH H2O C12H22O11 (sacarose) 
Ba(OH)2 
Compostos iônicos 
Adaptada de CHANG, R.; Química Geral - Conceitos Essenciais, 4ª Ed. 
 
Em outras palavras, todas as moléculas de HCℓ dissolvidas originam íons H+ e 
Cℓ– hidratados. Assim, quando escrevemos HCℓ(aq), entende-se que apenas estão 
presentes na solução íons H+(aq) e Cℓ–(aq), não havendo moléculas de HCℓ 
hidratadas. No entanto, alguns ácidos, como o ácido acético (CH3COOH), que dá ao 
vinagre o sabor ácido, não se ionizam completamente, sendo designados eletrólitos 
fracos. Representa-se a ionização do ácido acético como: 
CH3COOH(aq) ⇌ CH3COO
– (aq) + H+(aq) Eq. 3 
em que CH3COO
– é denominado íon acetato. Utilizaremos o termo dissociação para 
os compostos iônicos e ionização para os ácidos e bases. Ao escrevermos a fórmula 
do ácido acético como CH3COOH, indicamos que o átomo de hidrogênio que sofre 
ionização se encontra no grupo COOH. 
A seta dupla ⇌ em uma equação química indica que a o processo 
representado pela equação é dinâmico, isto é, a reação pode ocorrer nos dois 
sentidos. Inicialmente, algumas moléculas de CH3COOH são quebradas originando 
íons CH3COO
– e H+. À medida que o tempo passa, alguns dos íons CH3COO
– e H+ 
podem se combinar formando moléculas CH3COOH. Por fim, atinge-se uma etapa em 
que as moléculas de ácido se quebram tão depressa quanto a combinação dos íons. 
Esse estado químico, em que não se observa qualquer transformação efetiva (embora 
uma atividade contínua se verifique em nível molecular), é denominado equilíbrio 
químico. Assim, o ácido acético é um eletrólito fraco porque sua ionização em água é 
incompleta. Pelo contrário, em uma solução de ácido clorídrico, os íons H+ e Cℓ– não 
têm tendência a combinar entre si para formar HCℓ molecular. Utiliza-se, portanto, 
uma seta simples nas equações químicas para representar ionizações completas.1 
24 
 
 
Nos experimentos 5-7 estudaremos três tipos de reações em meio aquoso 
(precipitação, ácido-base e oxirredução). 
Materiais e Reagentes 
 3 Béqueres de 100 mL  Solução NH4OH(aq) 1,0 mol/L 
 Sacarose  Ácido acético glacial 
 Água destilada  Condutivímetro 
 Solução CH3COOH(aq) 1,0 mol/L  Solução NaCℓ(aq) 0,1 mol/L 
 
Procedimento 
Parte A - Verificação da natureza elétrica de espécies puras e em solução 
Transfira cerca de 30 mL de água destilada e deionizada para um béquer de 
100 mL. Mergulhe dois eletrodos de cobre, previamente limpos, lavados e secos e 
conecte a fonte de corrente, como mostrado na Figura 2.3. Verifique a condutividade 
elétrica da água. 
Obs.: A condutividade elétrica da solução é medida pela intensidade da luz emitida 
pela lâmpada. Supondo que a luminosidade da lâmpada quando os eletrodos estão 
em curto circuito seja igual a um valor de condutividade 10, estime os valores dessa 
propriedade para cada caso. 
Figura 2.3 - Arranjo a ser utilizado nas medidas de condutividade das soluções. 
 
a) Adicione, ao béquer contendo água, uma ponta de espátula de sacarose; agite até 
haver a dissolução completa do sólido e meça a condutividade da solução; 
b) Transfira cerca de 30 mL de solução 1,0 mol/L de ácido acético para um béquer de 
100 mL e meça a condutividade da mesma. Guarde essa solução; 
c) Repita o procedimento acima utilizando uma solução de hidróxido de amônio 
1,0 mol/L; 
25 
 
 
d) Misture as soluções utilizadas em b e c e verifique a luminosidade da lâmpada. 
Compare com os resultados obtidos acima; 
e) Repita o procedimento utilizando uma solução de cloreto de sódio 0,1 mol/L; 
f) Lave o béquer com água, seque e transfira um volume de ácido acético glacial 
(ácido acético anidro) suficiente para cobrir cerca de 0,5 cm da extremidade dos 
eletrodos de cobre. Meça a condutividade. Em seguida, faça medidas durante a 
adição de água destilada (porções de 5 mL com agitação). Compare com o resultado 
em b. (cuidado: ácido acético glacial é corrosivo). 
 
Parte B - Condutividade em função da concentração de eletrólitos. 
Experimento a ser realizado pelos alunos, usando um condutivímetro. 
a) Com uma proveta, adicione aproximadamente 12 mL de uma solução de ácido 
acético 1 mol/L e 40 mL de água destilada a um béquer de 100 mL. Agite com um 
bastão de vidro, e meça a condutividade. 
b) Com uma pipeta graduada, adicione 3 mL de uma solução de hidróxido de amônio 
1 mol/L ao béquer do item 1. Agite com um bastão de vidro. Meça a condutividade. 
c) Repita o procedimento do item 2 por mais 4 vezes. Anote o valor na Tabela a 
seguir. Discuta com o grupo as causas do comportamento da condutividade. 
 
Tabela 2.2 - Dados obtidos no experimento 
Quantidade adicionada de NH4OH Condutividade 
0 mL 
3 mL 
6 mL 
 
 
9 mL 
12 mL 
15 mL 
18 mL 
 
Ao final do experimento: 
- Lave o material utilizado. 
- Faça a segregação e descarte adequados dos resíduos gerados. 
- Não jogue na pia materiais sólidos ou líquidos que possam contaminar o meio 
ambiente. Lembre-se que os resíduos químicos são responsabilidade de quem os 
gera. 
- Deixe sua bancada limpa e organizada! 
26 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 3: 
CROMATOGRAFIA DE PAPEL 
 
27 
 
 
EXPERIMENTO 3: CROMATOGRAFIA DE PAPEL2,3 
 
Pré-Laboratório – Para ser respondido no caderno de laboratório 
1. Desenhe no seu caderno de laboratório um fluxograma que represente o 
procedimento deste experimento (veja item Procedimento). 
2. Em um cromatograma de papel, uma mancha vermelha desloca-se 6 cm da origem 
enquanto a linha do solvente desloca-se 9 cm. Qual é o valor de Rf (fator de 
retardamento) para essa mancha? 
3. Os valores de Rf de compostos polares aumentam ou diminuem quando a 
polaridade do solvente aumenta? Por que? 
4. Ao se fazer uma cromatografia em papel de uma determinada amostra, que 
estávamos suspeitando que seria de íons cobre ou manganês, obtivemos um valor de 
Rf igual a 0,6. Pergunta-se: 
a) Se a distância do limite superior que a mistura solvente chegou à mancha que 
corresponde a posição da amostra foi de 2,0 cm, qual a distância desta mancha à 
posição de partida? 
b) Qual o procedimento para se tirar a dúvida se a amostra desconhecida contém íons 
cobre ou manganês? 
 
Objetivos 
Ao final do experimento, o aluno deverá ser capaz de: 
- Entender os princípios e aplicações da cromatografia; 
- Separar os pigmentos das tintas de canetas; 
- Identificar os íons metálicos de uma amostra desconhecida. 
 
Introdução 
 Uma das técnicas de separação demistura bastante utilizada é a 
cromatografia. Esta técnica foi desenvolvida por Michael Tswett (botânico russo), no 
começo do século XX, passando através de uma coluna cromatográfica, preenchida 
com carbonato de cálcio (CaCO3), pigmentos extraídos de plantas. 
A cromatografia pode ser definida como um processo de migração diferencial 
em que um composto dissolvido é seletivamente retido pela fase estacionária. A 
cromatografia pode ser utilizada para a análise de misturas em seus componentes. É 
utilizada para separar e identificar (mediante a comparação com padrões) substâncias 
28 
 
 
no trabalho policial-químico, por exemplo, drogas e narcóticos podem ser identificados 
na urina ou em uma amostra do sangue. 
Para compreender o processo envolvido na cromatografia, é necessário 
compreender o que é fase. A palavra fase é derivada do grego e significa aparência. 
Se um sistema é totalmente uniforme, tanto na composição química quanto no estado 
físico (sólido, líquido ou gasoso), ele é dito homogêneo e constituído de uma única 
fase. O ar, o açúcar e a água são exemplos de sistemas de uma única fase (gasosa, 
sólida e líquida, respectivamente). Um sistema constituído de duas ou mais fases é 
chamado de heterogêneo. Assim, água e areia constituem um sistema heterogêneo, 
de duas fases (líquida e sólida). 
 Nos processos cromatográficos estão sempre envolvidas duas fases, sendo 
que uma se locomove através da outra. Assim, a fase que se move denomina-se fase 
móvel e a que não se move denomina-se fase estacionária ou suporte. Como fase 
estacionária, empregam-se sólidos e líquidos. Os gases são usados, em geral, como 
fase móvel. Já os líquidos podem ser empregados como fases móveis ou 
estacionárias. 
 Desta forma, quando um gás (fase móvel) se move através de um sólido 
(suporte), tem-se a cromatografia gás-sólido. Quando um líquido (fase móvel) se 
move através de um sólido (suporte), tem-se a cromatografia líquido-sólido. 
Analogamente, existem a cromatografia gás-líquido e a cromatografia líquido-líquido. 
A movimentação de um sólido através de outro sólido é muito difícil, não existindo, 
portanto, a cromatografia sólido-sólido. 
 Os tipos de suporte sólido comumente utilizados são: alumina (óxido de 
alumínio), sílica (óxido de silício), giz (carbonato de cálcio) etc. 
 Como fase líquida móvel empregam-se substâncias (etanol, benzeno, hexano, 
etc.), misturas (etanol-água, acetona-etanol, éter etílico-hexano etc.) ou soluções 
(butanol-água, ácido acético-água, etc.) comumente encontradas nos laboratórios. 
 Quando se adiciona um composto a um sistema de duas fases, em geral, 
haverá uma interação preferencial do composto a ser identificado com uma das fases, 
o percurso percorrido pelo composto será diferente do percurso total percorrido pela 
fase móvel. Se o percurso percorrido pelo composto for menor que aquele percorrido 
pela fase móvel, diz que há uma maior adsorção do composto na fase estacionária 
(Figura 3.1) O fenômeno de adsorção ocorre por causa das interações (íon-dipolo, 
dipolo-dipolo ou ligações de hidrogênio) que existem entre o composto e as fases 
líquida móvel e sólida estacionária. 
29 
 
 
Se, a partir do ponto de aplicação da solução do composto desconhecido, a 
distância percorrida pela fase móvel for “dm” e a distância pelo composto for “ds”, o 
quociente entre ds e dm é denominado fator de retardamento, Rf.: 
Rf = 
ds
dm
 
A partir do valor Rf, é possível identificar uma substância, pois ele é 
característico dela. No entanto, deve-se levar em consideração que, quando elas são 
mudadas, o valor de Rf se altera. Ou seja, para cada combinação de fases 
empregada, o valor de Rf é característico de determinada substância. Note que 
valores de Rf próximos a 1 ou a 0 indicam a necessidade de escolha de outra fase 
estacionária ou outra fase líquida. 
 
 
Figura 3.1 - Exemplo de placa cromatográfica. (Figura extraída de 
http://www.quimicasuprema.com/2013/12/o-que-e-cromatografia.html). 
 
O conhecimento sobre a polaridade das moléculas das substâncias é muito 
importante na cromatografia em papel, a qual será trabalhada neste experimento. 
Sabe-se que as substâncias cujas moléculas são polares interagem mais 
intensamente com solventes polares. As substâncias apolares têm mais afinidade 
com solventes apolares. Assim, variando a polaridade do solvente, ou misturas de 
solventes, podem-se separar os componentes de uma amostra. Na cromatografia em 
papel se marca no papel com um lápis o ponto de partida da amostra a ser aplicada 
no papel que é colocado em um béquer fechado (cuba cromatográfica), com solvente 
suficiente para molhar apenas a parte inferior do papel, não tocando a amostra, 
http://www.quimicasuprema.com/2013/12/o-que-e-cromatografia.html)
30 
 
 
conforme a Figura 3.2. O solvente sobe, por capilaridade, pelo papel separando os 
componentes da mistura. As manchas dos componentes da mistura que são menos 
adsorvidos ao papel deslocam-se mais do que os componentes mais adsorvidos ao 
papel. 
 
Figura.3.2 - Representação da montagem experimental da cromatografia em papel. 
 
A separação dos componentes de uma mistura na cromatografia de papel está 
baseada nas diferenças de solubilidade dos seus componentes na fase móvel e 
estacionária. Os componentes com menor solubilidade na fase estacionária têm um 
deslocamento mais rápido ao longo do papel. De outra parte, os componentes com 
maior solubilidade na fase estacionária serão consequentemente retidos e terão uma 
movimentação mais lenta. 
Portanto, o processo de separação envolve a interação dos solutos com as 
duas fases. Existem outros fatores que influenciam nas interações do soluto com as 
duas fases, como: adsorção na superfície da fase estacionária e carga do composto. 
Resumindo, temos que os vários componentes de uma mistura, devido a diferentes 
interações com a fase estacionária e móvel, são separados em seus componentes, 
mas para se reproduzir a análise cromatográfica precisamos utilizar as mesmas 
condições experimentais. 
 
31 
 
 
Materiais e Reagentes 
 Solventes: etanol, 1-butanol e 
acetona 
 2 béqueres (500 e 250 mL) com as 
devidas misturas de solventes e 
tampados com vidro relógio 
 Solução NH4OH(aq) a 2 mol/L  1 béquer de 250 mL e um vidro 
relógio 
 Solução NH4OH(aq) a 6 mol/L  2 papéis filtro retangulares 
(9,5 x 17 cm e 7,5 x 14 cm) 
 Solução HCℓ(aq) a 6,0 mol/L  Tubos capilares (6 unidades) 
 Régua milimetrada, grampeador e 
secador de cabelos 
 Soluções dos íons metálicos: Fe3+, 
Cu2+, Co2+, Mn2+ e uma 
desconhecida (FeCℓ3(aq), CuCℓ2(aq), 
CoCℓ2(aq), MnCℓ2(aq) 1 mol/L) 
 
Procedimento 
Parte A - Utilização de tinta de caneta hidrocor 
a) Utilizando uma régua, trace uma linha reta com um lápis a 2,0 cm das 
extremidades do papel. Marque, em uma das extremidades, seis pontos equidistantes 
com um lápis ao longo da reta, numerando-os de 1 a 6; 
b) Faça pequenos pontos com cada uma das canetas seguindo a ordem das cores 
(vermelho, azul, amarelo, verde, marrom e preto), conforme demonstrado na 
Figura 3.3. 
 
Figura 3.3 - Cromatograma 1: canetas hidrocor. Solventes: 13 mL de etanol + 13 mL 
de 1-butanol + 13 mL de solução NH4OH(aq) 2 mol/L (proporção 1:1:1). 
 
c) Enrole o papel na forma de um cilindro e coloque grampos para manter a forma de 
cilindro. Obs: deixe um pequeno espaço (± 1mm) entre as duas extremidades de 
forma a não se tocarem; 
d) Em um béquer adicione 39 mL da mistura de solventes: 13 mL de etanol + 13 mL 
de 1-butanol + 13 mL de solução NH4OH(aq) 2 mol/L (fase móvel utilizada neste 
experimento); 
verm
azul
amarelo
verde
marrom
preto
32 
 
 
e) Com muito cuidado, coloque o cilindro de papel dentro do béquer contendo a 
mistura de solventes, encostando-o no solvente, sem encostar o solvente nas 
manchas de caneta. 
f) Cubra o béquer para evitar a evaporação da mistura de solventes e evite balança-
lo. 
g)Quando a linha do solvente estiver quase alcançando a linha superior (± 1 cm) do 
cromatograma, remova-o do béquer e marque a posição da linha do solvente com um 
lápis. 
h) Remova os grampos e deixe-o secar naturalmente. 
i) Depois de seco faça um círculo com um lápis ao redor de cada mancha e calcule 
todos os Rf. Acrescente os dados na Tabela 3.1. 
 
Dados – Parte A (Cromatografia de canetas hidrocor) 
- Distância entre a origem e a linha do solvente _________mm 
 
Tabela 3.1 - Pigmentos ou manchas 
Caneta Cor Dist. Rf Cor Dist. Rf Cor Dist. Rf Cor Dist. Rf 
Vermelha 
Azul 
Amarela 
Verde 
Marrom 
Preta 
 
Parte B – Utilização de cátions em solução 
a) Comece o segundo cromatograma 
b) Utilizando outro papel e após marcar com um lápis a linha para as duas 
extremidades, faça pequenos pontos com as soluções dos íons metálicos e com a 
solução desconhecida, usando um tubo capilar (um capilar para cada solução), 
conforme a Figura 3.4. Encoste o tubo capilar na solução do íon metálico, esta subirá 
por capilaridade. Em seguida, encoste o tubo na posição marcada no papel, de modo 
que uma pequena quantidade da solução seja drenada marcando um ponto de 2 a 3 
mm de diâmetro. 
33 
 
 
1 2 3 4 5 6
Fe3+ Cu2+ Co2+ Mn2+
Fe3+
Cu2+
Co2+
Mn2+
amostra
desconhecida
 
Figura 3.4 - Cromatograma 2: Cátions. Solventes: 7 mL de HCℓ(aq) 6 mol/L + 25 mL 
acetona. 
 
c) Grampeie o papel na forma de um cilindro, como você fez para o cromatograma 
anterior e coloque dentro do béquer contendo a mistura HCℓ/acetona (7 mL de 
solução HCℓ(aq) 6 mol/L e 25 mL de acetona). 
d) Cubra o béquer, como anteriormente, para evitar a evaporação da mistura de 
solventes. Atenção, o solvente sobe rapidamente nesta 2ª parte. 
e) Quando a linha do solvente estiver quase alcançando a linha superior (± 1 cm) do 
cromatograma, remova-o do béquer e marque a posição da linha do solvente com um 
lápis. 
f) Seque o cromatograma dos íons metálicos, ao ar quente utilizando um secador de 
cabelos. Circule com um lápis qualquer mancha no cromatograma e anote a cor na 1ª 
coluna da folha de dados dos íons (Tabela 3.2). 
g) Para “revelar todas as cores” desse cromatograma, coloque-o aberto sobre o 
béquer (na capela) contendo solução NH4OH(aq) 6 mol/L e cubra-o com um vidro de 
relógio por 5 minutos (repita o mesmo procedimento para a outra metade do 
cromatograma). Este processo de “revelação” se constitui de reações entre os cátions 
com moléculas de amônia (NH3). Marque a posição de qualquer mancha nova que 
aparecer e anote qualquer mudança na folha de dados da 2ª coluna – Tabela 3.2. 
h) Seque o cromatograma novamente demarcando e anotando a cor de cada mancha 
(anote na 3ª coluna da folha de dados – Tabela 3.2) 
i) Nos dois cromatogramas, marque a lápis cada mancha contornando-a, meça a 
distância da origem ao centro de cada mancha (ds) e a distância da origem a linha do 
solvente (dm). Calcule o Rf e anote na folha de dados. 
 
Dados – Parte B (Cromatografia dos íons) 
- Distância entre a origem e a linha do solvente _________mm 
 
 
34 
 
 
Tabela 3.2 - COR - Cromatografia dos íons 
Solução Íon Após 1ª 
secagem 
Após a 
revelação 
com NH3 
Após a 2ª 
secagem 
Distância em 
mm 
Rf 
01 Fe3+ 
02 Cu2+ 
03 Co2+ 
04 Mn2+ 
05 Fe3+ 
05 Cu2+ 
05 Co2+ 
05 Mn2+ 
Amostra 06 
 
Identidade da amostra (que íons estão presentes)? 
Questões 
1. Indique quais os pigmentos que constituem: (a) cor preta, (b) a cor marrom. 
2. Calcule o Rf para cada pigmento que compõe a tinta das canetas hidrocor com 
diferentes cores. 
3. Calcule o Rf para cada íon metálico, a partir do cromatograma obtido. Qual a 
composição da amostra desconhecida? 
4. Que pigmentos, se existirem, estão presentes na caneta marrom e na preta e não 
estão em nenhuma das outras canetas? 
5. Examinando o seu cromatograma dos íons, quais são os íons, se mais de um, de 
sua amostra desconhecida? 
 
 
 
 
 
 
Ao final do experimento: 
- Lave o material utilizado. 
- Faça a segregação e descarte adequados dos resíduos gerados. 
- Não jogue na pia materiais sólidos ou líquidos que possam contaminar o meio 
ambiente. Lembre-se que os resíduos químicos são responsabilidade de quem os 
gera. 
- Deixe sua bancada limpa e organizada! 
 
35 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 4: 
CRISTALIZAÇÃO 
 
36 
 
 
EXPERIMENTO 4 : CRISTALIZAÇÃO 
 
Pré-Laboratório – Para ser respondido no caderno de laboratório 
1. Desenhe no seu caderno de laboratório um fluxograma que represente o 
procedimento deste experimento (veja item Procedimento). 
2. De que maneira se efetua uma cristalização? 
3. Para que é empregada a cristalização? 
4. Apresente possibilidades para se tentar induzir a formação de cristais. 
 
Objetivos 
Ao final do experimento, o aluno deverá ser capaz de: 
- Compreender o processo de cristalização; 
- Efetuar cálculos de rendimento de uma reação química. 
 
Introdução 
Entende-se por cristalização, em sentido amplo, a passagem de uma 
substância de um estado qualquer ao estado cristalino e, em sentido restrito, a 
passagem de uma substância do estado dissolvido ao estado cristalino. A 
cristalização de uma substância química é um dos processos de purificação mais 
úteis à disposição do Químico. A obtenção de monocristais, normalmente, está 
associada com um altíssimo grau de pureza da substância. Existem diversas 
maneiras de efetuar uma cristalização, a mais simples consiste em dissolver a 
substância sólida em um solvente adequado a quente e resfriar a solução saturada 
obtida em recipientes chamados “cristalizadores” (béquer, balão, cuba, etc.) até a 
obtenção dos cristais. Evidentemente, o solvente deve ser inerte perante a substância 
a ser cristalizada. Sempre que possível, use solventes não agressivos ao meio 
ambiente (a Natureza agradece e você atende aos princípios da Química Verde). 
Preferivelmente, deve-se tentar a cristalização em solventes puros, porém em casos 
insatisfatórios recorre-se a misturas de solventes. Obtendo-se os cristais, deve-se 
separá-los das águas-mães por filtração (preferencialmente, sob pressão reduzida) e 
secá-los sob vácuo. Neste experimento, abordaremos processos de cristalização por 
resfriamento de soluções saturadas, e para tanto, sintetizaremos um sal misto, 
KAℓ(SO4)2·12H2O (alúmen de potássio). 
Alúmens são compostos iônicos que cristalizam a partir de soluções que 
contêm o ânion sulfato, um cátion trivalente, normalmente Aℓ3+, Cr3+ ou Fe3+ e um 
37 
 
 
cátion monovalente, geralmente K+, Na+ ou NH4
+. O alúmen de alumínio e potássio é 
utilizado, por exemplo, como “mordente” em tinturaria, na indústria de beneficiamento 
do couro, aglomerante para gesso e cosméticos. 
 Sulfato duplo de alumínio e potássio, KAℓ(SO4)2·12H2O, na forma do mineral é 
denominado Calinita e encontra-se disponível na natureza. Por outro lado, podemos 
obter o mesmo composto na forma de cristais, que normalmente são octaédricos, 
quando se misturam duas soluções aquosas, quentes, de sulfato de alumínio e de 
sulfato de potássio e resfria-se a solução resultante. 
 
Materiais e Reagentes 
 Aℓ2(SO4)3 
 K2SO4 
 Agitador magnético com 
aquecimento 
 2 Béqueres de 100 mL  Funil 
 Béquer de 50 mL  Papel filtro 
 Bastão de vidro  Água destilada 
 
Procedimento 
Aℓ2(SO4)3(aq) + K2SO4(aq) + 24H2O(ℓ)  2KAℓ(SO4)2·12H2O(s) Eq. 4 
 
Em um béquer, pese 3,42 g (__________ mol) de Aℓ2(SO4)3 e dissolva em 
50 mL de água destilada quente. Mantenha o composto em solução (se necessário, 
use aquecimento brando). Em outro béquer, pese 1,74 g (__________ mol) de K2SO4 
e dissolva em 8 mL de água destilada, como anteriormente. 
Adicione a solução de sulfato de potássio à solução de sulfato de alumínio. 
Durante esta operação tente manter a temperaturadas duas soluções em cerca de 
80 ⁰C. Caso permaneça qualquer impureza sólida, filtre esta solução para um terceiro 
béquer. 
Deixe a solução resfriar lentamente, em repouso, até a formação de cristais do 
produto. Decante a solução, isole os cristais e seque-os sobre um papel de filtro. 
Quando secos, pese os cristais para saber a massa obtida do produto final e calcule o 
rendimento da reação.3 
**Atividade opcional 
 
Crescimento de cristais a partir de sais inorgânicos simples, disponíveis 
comercialmente. 
http://youtu.be/FKCS1DvORug 
http://youtu.be/FKCS1DvORug
38 
 
 
 
Ao final do experimento: 
- Lave o material utilizado. 
- Faça a segregação e descarte adequados dos resíduos gerados. 
- Não jogue na pia materiais sólidos ou líquidos que possam contaminar o meio 
ambiente. Lembre-se que os resíduos químicos são responsabilidade de quem os 
gera. 
- Deixe sua bancada limpa e organizada! 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
39 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 5: 
PREPARO DE UM INDICADOR DE pH 
 
40 
 
 
EXPERIMENTO 5: PREPARO DE UM INDICADOR DE pH 
 
Pré-Laboratório – Para ser respondido no caderno de laboratório 
1. O que é um indicador ácido-base? 
2. Quais fatores podem afetar a determinação do pH? 
3. Quais as principais definições de ácidos e bases para soluções aquosas? Explique-
as. 
4. Uma mesma substância pode ser ácida e básica? Explique. 
 
5.1 Introdução 
O pH é o potencial de hidrogênio de uma solução, e corresponde a uma escala 
relativa que determina se uma solução é neutra, ácida ou alcalina. O pH pode ser 
definido aproximadamente como o cologaritmo da concentração do íon oxônio, 
[H3O
+], em solução, muitas vezes abreviado por [H+]. Essa definição está 
matematicamente representada na equação 5. 
 
pH = colog [H3O
+] =  log [H3O
+] Eq. 5 
 
Normalmente, a medida do pH de uma solução aquosa pode ser feita de duas 
maneiras: 
a) Com o auxílio de aparelhos denominados pHmetros, que medem a 
condutividade elétrica da solução e possuem uma escala graduada em valores 
de pH. 
b) Com o auxílio dos indicadores ácido-base. 
Um indicador de pH é uma substância que apresenta cores diferentes quando 
são adicionados ácidos ou bases, ou seja, que mudam de cor conforme a 
concentração de íons hidroxônio em solução. As mudanças de cor se devem a 
modificações estruturais que ocorrem nas substâncias em meios ácidos ou básicos. 
De acordo com a definição de Brönsted-Lowry, os indicadores são classificados 
como ácidos ou bases fracas. Assim, um indicador genérico de fórmula “HInd” 
apresenta o equilíbrio químico em solução aquosa representado na equação 6: 
 
HInd(aq) + H2O(ℓ) ⇌ H3O
+(aq) + Ind(aq) Eq. 6 
 
41 
 
 
Com isso, o aumento ou a diminuição de espécies ácidas ou básicas no meio 
fará com que o equilíbrio se desloque para esquerda ou para a direita, e a cor 
resultante será dependente das concentrações relativas de HInd(aq) e Ind(aq), que 
são as espécies responsáveis pela coloração do meio. 
Assim, quanto maior for a acidez do meio, ou seja, quanto menor o pH, maior 
será a protonação do indicador e, consequentemente, maior será a concentração de 
HInd(aq). Já com o aumento do pH, ou seja, quanto maior a basicidade, essa forma 
do indicador vai sendo desprotonada, com o consequente aumento da concentração 
de Ind(aq). 
Existem muitos indicadores na natureza. Por exemplo, o mesmo composto é 
responsável pela cor vermelha das papoulas e pela cor azul das centáureas azuis: o 
pH da seiva é diferente nas duas plantas. A cor das hortênsias também depende da 
acidez da seiva, e pode ser controlada modificando-se a acidez do solo.5 
A Tabela 5.1 mostra alguns dos indicadores comerciais, comumente utilizados 
nos laboratórios para indicação da natureza ácida ou básica de substâncias ou 
soluções. 
 
Tabela 5.1. Correspondência entre faixas de pH e cores dos indicadores.6 
INDICADOR COR DA SOLUÇÃO pH DA SOLUÇÃO 
 Vermelha < 3,1 
Alaranjado de metila Alaranjado 3,1 – 4,4 
 Amarela > 4,4 
 Amarela < 6,0 
Azul de bromotimol Verde 6,0 – 7,6 
 Azul > 7,6 
 Incolor < 8,0 
Fenolftaleína Rósea 8,0 –10,0 
 Púrpura > 10,0 
 
5.2 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL I 
5.2.1 Objetivo 
Extrair alguns corantes naturais e empregá-los como indicador de pH.7 
 
 
42 
 
 
5.2.2 Materiais 
 
 Meia beterraba de tamanho médio, 
 20 Cravos-da-índia, 
 Almofariz e pistilo, 
 Cápsula de porcelana 
 Suporte universal, 
 Tela de amianto, 
 Bico de Bunsen, 
 Pipetas de Pasteur, 
 Tubos de ensaio, 
 Placa de Petri 
 
 
5.2.3 Preparação (extração) dos indicadores 
5.2.3.1 Beterraba 
Em uma placa de Petri, corte três fatias da beterraba e adicione água até cobrir 
metade das fatias. Pressione as fatias com bastão de vidro e repare que o corante irá 
se espalhar pela água. Após alguns minutos, estará pronto nosso primeiro indicador. 
 
5.2.3.2 Cravo-da-índia 
No almofariz, coloque 20 cravos-da-índia e amasse, de modo a quebrar a casca. 
Adicione água e leve a uma fonte de calor. Repare que o corante irá se espalhar pela 
solução. Quando a mistura levantar fervura, desligue a fonte de calor. Aguarde esfriar, 
e colete o líquido sobrenadante, evitando coletar os pedaços de sólido. Assim, estará 
pronto o segundo indicador. 
 
5.2.3.3 Repolho roxo 
Pique alguns pedaços do repolho e coloque num béquer, adicionando um pouco de 
etanol, macerando com pistilo ou bastão de vidro. Deixe descansar a mistura por 
alguns minutos. Decante o líquido para outro béquer. Estará pronto o último indicador 
natural. 
 
5.3 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL II 
5.3.1 Objetivos 
 Comparar a eficiência de indicadores naturais com os comercialmente 
disponíveis, examinando diferentes condições de pH.8 
 
 
 
43 
 
 
5.3.2 Materiais 
 Água destilada 
 - Solução de NaOH 0,1 mol/L 
 Solução de HCℓ 0,1 mol/L 
 Solução de acetato de sódio 0,1 e 
1,0 mol/L 
 Solução indicadora de alaranjado 
de metila 
 Solução indicadora de azul de 
bromo-timol 
 Solução indicadora de fenolftaleína 
 Vinagre 
 Água sanitária 
 Suco de limão 
 Soluções indicadoras alternativas 
preparadas no item 2 
 15 Tubos de ensaio 
 Pipetas de Pasteur ou conta-gotas 
 Pipeta volumétrica de 1 e 2 mL 
 Balão volumétrico de 500 e 10 mL 
 Béquer de 100 e 250 mL 
 
5.3.3 Teste dos indicadores 
a) Coloque aproximadamente 2 mL de cada substância/solução do Quadro 1, em 
grupos de cinco (ou seis) tubos de ensaio, previamente identificados. 
b) Adicione a cada tubo 2-4 gotas de cada indicador; beterraba, cravo-da-índia, 
suco do repolho roxo, alaranjado de metila, azul de bromotimol, fenolftaleína. 
Anotar os resultados. 
c) Com suas observações e utilizando os dados constantes na Tabela 5, tente 
estabelecer uma relação de pH entre os indicadores naturais e os comerciais. 
 
Substâncias e soluções a serem testadas com os indicadores ácido-base de 
interesse. 
 Água destilada 
 Solução de NaOH 0,1 mol/L 
 Solução de HCℓ 0,1 mol/L 
 Solução de HCℓ diluída 1/500 
 Solução de acetato de sódio 1,0 mol/L 
 Solução de acetato de sódio 0,1 mol/L 
 Água mineral*** 
***se possível, mais de uma marca 
 Água sanitária 
 Suco de limão 
 Vinagre 
 Vinagre diluído a 1/500 
 
Ao final do experimento: 
- Lave o material utilizado. 
- Faça a segregação e descarte adequados dos resíduos gerados. 
- Não jogue na pia materiais sólidos ou líquidos que possam contaminar o meio 
ambiente. Lembre-se que os resíduos químicos são responsabilidade de quem os 
gera. 
- Deixe sua bancada limpa e organizada! 
44 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 6: 
REAÇÕES QUÍMICAS – Aspectos Qualitativos 
 
45 
 
 
EXPERIMENTO 6 : REAÇÕES QUÍMICAS – Aspectos Qualitativos 
 
Pré-Laboratório – Para ser respondido no caderno de laboratório 
1. Cite pelo menos dois tipos de fenômenosquímicos e físicos. 
2. Faça o balanceamento e classifique as reações a seguir. Se for uma reação de 
precipitação, escreva a equação completa, a equação iônica, a equação iônica 
simplificada e os íons espectadores. Se for uma reação de neutralização, identifique o 
ácido e a base. 
a) Pb(NO3)2(aq) + KI(aq)  
b) BaCℓ2(aq) + K2SO4(aq)  
c) CaCℓ2(aq) + Na2CO3(aq)  
d) HCℓ(aq) + NaOH(aq)  
e) Mg(OH)2(s) + HCℓ(aq)  
f) HCℓ(aq) + Na2S(aq)  
g) HCℓ(aq) + NaHCO3(aq)  
 
Objetivos 
- Distinguir entre uma transformação física e uma química; 
- Aprender o significado de uma equação química balanceada; 
- Realizar algumas reações químicas envolvendo as principais funções inorgânicas 
(classificação de Arrhenius) e observar aspectos qualitativos relacionados às 
mesmas. 
 
Introdução 
O fenômeno pelo qual uma ou mais substâncias são transformadas em outra(s) 
é chamado de reação química. De maneira simplificada, podemos dizer que, durante 
uma transformação química, a entidade básica formadora da matéria (átomos) é 
conservada, no entanto, a maneira como as entidades estão arranjadas é modificada. 
Neste caso, as novas substâncias formadas apresentam propriedades diferentes; 
como, por exemplo, ponto de fusão e ponto de ebulição. Isso significa que a 
identidade química da substância foi alterada. 
 Essas transformações podem ser escritas com uma equação química, que é 
uma “representação abreviada” da transformação ocorrida. As substâncias que estão 
sendo consumidas (reagentes) são escritas do lado esquerdo da equação e as 
46 
 
 
substâncias que estão sendo produzidas (produtos) são escritas do lado direito da 
equação. Uma seta () indica que está ocorrendo a transformação. O estado físico 
também pode ser representado entre parênteses: (s) = estado sólido; (ℓ) = estado 
líquido; (g) = estado gasoso; (v) = vapor; (aq) = meio aquoso. 
 Quando etanol reage com o oxigênio (queima do álcool) ocorre a formação de 
gás carbônico e água. Esta reação pode ser representada por uma equação química 
da seguinte maneira: 
CH3CH2OH(ℓ) + 3O2(g)  2CO2(g) + 3H2O(v) Eq. 7 
 Verifique na equação química que representa esta reação que os elementos 
formadores das substâncias são os mesmos (C, H e O) e a quantidade de cada um é 
a mesma nos produtos e nos reagentes (a equação deve ser devidamente 
balanceada com respeito à massa e, quando for o caso de estarem presentes 
espécies iônicas, com respeito a cargas). No entanto, durante a reação os elementos 
são rearranjados. 
 O simples fato de os átomos estarem rearranjados é mais do que suficiente 
para modificar, completamente, as propriedades das substâncias, conforme indica a 
Tabela 6.1. 
 
Tabela 6.1. Propriedades das substâncias 
 Etanol Oxigênio Gás Carbônico Água 
Temperatura de fusão –114,1 °C –218,8 °C − 0 °C 
Temperatura de ebulição 78,5 °C –183 °C − 100 °C 
Temperatura de sublimação − − –78,5 °C − 
 
Nem sempre é fácil perceber a ocorrência de uma reação química. Às vezes, 
as mudanças podem ser lentas o suficiente para não as notarmos. Por exemplo, 
quando deixamos um pedaço de esponja de aço sobre uma pia molhada, se ficamos 
atentos, olhando para a esponja, nada iremos perceber. O nosso tempo de percepção 
não é suficiente para observarmos que está ocorrendo alguma transformação. No 
entanto, se olharmos para a esponja um ou dois dias depois, notaremos que ela 
enferrujou. Isso significa que uma reação precisa de um tempo para ocorrer, tempo 
esse que pode ser rápido ou muito longo. Em outros casos, as mudanças podem até 
ser rápidas, no entanto, não são perceptíveis aos nossos sentidos. Por exemplo, 
quando expomos um pedaço de alumínio metálico ao ambiente, ele oxida muito 
rápido em presença de oxigênio e água; no entanto, a camada de óxido de alumínio 
47 
 
 
(Aℓ2O3) que se forma na superfície é tão fina que nossos olhos não são capazes de 
identificá-la. 
Contudo, alguns aspectos revelam a ocorrência de uma reação química: 
Mudança de cor – é um indício muito forte de que está ocorrendo reação química; 
por exemplo, o escurecimento da superfície de um objeto de prata (oxidação da 
prata), o escurecimento de uma fruta, algo queimando, fogos de artifício, etc. 
Formação de um precipitado – quando em solução aquosa (ou outro solvente) 
temos a formação de um composto no estado sólido (precipitado), significa que uma 
reação química está ocorrendo. Por exemplo, se misturarmos uma solução de nitrato 
de chumbo(II) – Pb(NO3)2 – com outra de iodeto de potássio – KI – irá ocorrer a 
precipitação de iodeto de chumbo(II) – PbI2. Essa reação é facilmente observada pela 
presença de um sólido amarelo que se forma na solução. 
Produção de gás – a liberação de gás por um sistema é um bom indicativo de que 
alguma transformação química está ocorrendo. No entanto, é preciso muito cuidado, 
pois isso nem sempre é verdadeiro. Por exemplo, na fermentação dos açúcares 
produzindo álcool e gás carbônico, podemos observar o desprendimento do gás 
carbônico; trata-se de uma transformação química. Outro exemplo é quando 
colocamos bicarbonato de sódio, NaHCO3, em meio ácido (vinagre por exemplo); 
ocorre reação química com formação de gás carbônico que é facilmente verificado 
pela efervescência. No entanto, em alguns casos ocorre a formação de bolhas (de 
maneira mais lenta, sem efervescência) e não se trata de reação química, como por 
exemplo, quando o gás carbônico que estava dissolvido – CO2(aq) – em um 
refrigerante passa para o estado gasoso – CO2(g). 
Mudanças de temperatura – a ocorrência de uma reação química sempre está 
associada a uma variação de energia (a energia dos produtos é diferente da energia 
dos reagentes). Portanto, quando uma reação ocorre, podemos ter duas situações: a) 
liberação de energia – reação exotérmica (os produtos passam a ter energia menor 
que os reagentes); b) absorção de energia – reação endotérmica (os produtos 
passam a ter energia maior que os reagentes). Essa troca de energia associada a 
uma transformação química, normalmente, é na forma de energia térmica. Portanto, 
mudança de temperatura é um ótimo indício de reação química.1 
A sistematização das reações químicas é uma estratégia muito importante para 
a previsão de métodos reacionais para a síntese de novas substâncias. Um dos 
primeiros cientistas a verificar similaridades entre os padrões de reatividade de 
48 
 
 
diferentes substâncias foi o sueco Svante Arrhenius. Ao observar diferentes reações 
em fase aquosa, ele classificou as substâncias em ácidos, bases, sais e óxidos.9 
 
Materiais e reagentes 
 Solução NaOH(aq) 0,1 mol/L  Solução AgNO3(aq) 0,1 mol/L 
 Solução HCℓ(aq) 0,1 mol/L  Solução NaCℓ(aq) 0,1 mol/L 
 Solução HCℓ (aq) 1 mol/L  Fenolftaleína 
 Solução H2SO4(aq) 0,1 mol/L  CaO(s) 
 Solução Ba(OH)2(aq) 0,01 mol/L  CaCO3(s) 
 Solução Zn(NO3)2(aq) 0,1 mol/L 
 
Procedimento 
1. Reação entre ácido e base 
a) Coloque em um tubo de ensaio cerca de 2,0 mL de hidróxido de sódio 0,1 mol/L. A 
essa solução adicione 2 gotas de fenolftaleína. Coloque 2 mL de ácido clorídrico 
0,1 mol/L na solução final. Anote a mudança de cor e escreva a reação ocorrida. 
Coloque uma gota de base depois uma gota de ácido, verifique a alteração da 
coloração. 
 
b) Medir 3,0 mL de solução 0,01 mol/L de hidróxido de bário em uma proveta, passar 
para um béquer de 50 mL, adicione 2 gotas de fenolftaleína. Adicione gotas de 
solução 0,1 mol/L de ácido sulfúrico até o ponto de equivalência. Observe a formação 
de um sal insolúvel e identifique a reação ocorrida. 
 
2. Reação entre ácido e sal 
Coloque em um tubo de ensaio um pouco de carbonato de cálcio (cerca de 0,1 g) e 
adicione, com auxílio de uma pipeta, 3,0 mL de ácido clorídrico 1,0 mol/L. Observe o 
desprendimento de gás. Por que ocorreu desprendimento de gás? Escreva a reação 
ocorrida. 
 
3. Reação entre base e sal 
Coloque em um tubo de ensaio 2,0 mL de nitrato dezinco 0,1 mol/L. Adicione 2,0 mL 
de hidróxido de sódio 0,1 mol/L. Observe o que ocorreu. Escreva a reação ocorrida. 
 
49 
 
 
4. Reação entre dois sais 
Coloque 2,0 mL de solução de nitrato de prata 0,1 mol/L em um tubo de ensaio e 
adicione 1,0 mL de cloreto de sódio 0,1 mol/L. Observe o que ocorreu. Escreva a 
reação ocorrida. 
5. Reação entre óxido básico e água 
Coloque em um tubo de ensaio uma pequena porção de óxido de cálcio (cerca de 
0,1 g) e adicione com auxílio de uma proveta, 10 mL de água destilada, agite até 
homogeneização. Com o auxílio de uma fita indicadora de pH, meça o pH da solução 
resultante. Adicione algumas gotas de fenolftaleína. Observa a mudança de 
coloração. Explique o que aconteceu. Escreva a reação ocorrida. 
 
6. Reação entre óxido ácido e base (demonstrativo) 
Coloque em um tubo de ensaio 2,0 mL da solução formada no item 5. Faça borbulhar 
dióxido de carbono, assoprando com auxílio de uma pipeta, até aparecimento de cor. 
Adicione 1,0 mL de ácido clorídrico 0,1 mol/L. Observe e explique o fenômeno 
ocorrido. Escreva as reações ocorridas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ao final do experimento: 
- Lave o material utilizado. 
- Faça a segregação e descarte adequados dos resíduos gerados. 
- Não jogue na pia materiais sólidos ou líquidos que possam contaminar o meio 
ambiente. Lembre-se que os resíduos químicos são responsabilidade de quem os 
gera. 
- Deixe sua bancada limpa e organizada! 
 
50 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 7: REAÇÕES ÁCIDO–BASE 
 
51 
 
 
EXPERIMENTO 7 : REAÇÕES ÁCIDO-BASE 
 
Pré-Laboratório – Para ser respondido no caderno de laboratório 
1. Identifique os pares ácido-base conjugados na reação entre a amônia e o ácido 
fluorídrico, em solução aquosa. 
2. A concentração de íons OH- em certa solução amoniacal de limpeza doméstica é 
0,0025 mol/L. Calcule a concentração de íons H+. 
3. A concentração de íons H+ em uma garrafa de vinho de mesa era 3,2 x 10–4 mol/L 
logo depois de se tirar a rolha. Só metade do vinho foi consumida. A outra metade, 
depois de ter sido mantida em contato com o ar durante um mês, tinha uma 
concentração de íon hidrogênio igual a 1,0 x 10–3 mol/L. Calcule o pH do vinho nessas 
duas ocasiões. 
4. O pH da água da chuva recolhida em certa região do nordeste dos Estados Unidos 
em dado dia era 4,82. Calcule a concentração do íon H+ na água da chuva. 
5. O pH de uma solução 0,10 mol/L de ácido fórmico (HCOOH) é 2,39. Qual é o Ka do 
ácido? 
6. Preveja as forças relativas dos oxiácidos em cada um dos seguintes grupos: (a) 
HCℓO, HBrO e HIO; (b) HNO3 e HNO2. 
7. Classifique cada uma das seguintes espécies como ácido ou base de Brønsted ou 
ambos: (a) H2O, (b) OH
–, (c) H3O
+, (d) NH3, (e) NH4
+, (f) NH2
–, (g) NO3
-, (h) CO3
2–, 
(i) HBr, (j) HCN. 
8. Qual(is) das seguintes afirmações é(são) verdadeira(s) para uma solução 
0,10 mol/L de um ácido fraco HA? 
(a) O pH é 1,00. 
(b)[H+] > [A–] 
(c) [H+] = [A–] 
(d) O pH é inferior a 1,00. 
 
Objetivos 
- Apoiar a aprendizagem do conceito de ácidos e bases, por meio de experimentos 
simples em meio aquoso; 
 
Introdução 
Duas das mais importantes classes de compostos em toda a química são os 
ácidos e as bases. Participam de um número imenso de reações e procedimentos 
52 
 
 
analíticos nos laboratórios, nas indústrias e até em organismos vivos. O 
comportamento das reações entre ácidos e bases foi inicialmente identificado nos 
estudos de soluções de ácidos e bases em água e levou à definição de ácidos e 
bases de Arrhenius. Entretanto, descobriu-se posteriormente que reações entre 
ácidos e bases ocorrem em solventes diferentes de água e até mesmo na ausência 
de solventes e a definição inicial de Arrhenius precisou ser ampliada. 
A classificação de ácidos e bases pode ser feita de acordo com duas outras 
teorias: 
 Ácidos e bases de Brønsted (ou Brønsted-Lowry): um ácido de Brønsted é 
um doador de íon H+ e uma base de Brønsted é um aceptor de íon H+. A base 
conjugada do ácido se forma quando o ácido doa o H+ e o ácido conjugado da 
base se forma quando a base aceita o H+. 
 Ácidos e bases de Lewis: um ácido de Lewis é um aceptor de par de elétrons 
enquanto uma base de Lewis é um doador de par de elétrons. Quando uma 
base de Lewis doa um par de elétrons a um ácido de Lewis, as duas espécies 
compartilham um par de elétrons formando uma ligação covalente coordenada. 
Uma reação ácido-base de Lewis é, portanto, uma reação que envolve a 
doação de um par de elétrons de uma espécie para outra. A importância do 
conceito de Lewis está no fato de ser muito mais genérico que outras 
definições. As reações ácido-base de Lewis incluem muitas reações que não 
envolvem ácidos de Brønsted. 
 
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry 
Entre os diversos conceitos de ácidos e bases, aquele proposto por Johannes 
Brønsted e Thomas Lowry, em 1923, é um dos mais versáteis e práticos. Segundo 
essa teoria (Brønsted-Lowry) as reações ácido-base são reações químicas que 
envolvem a transferência de íons H+.9,10 
Em uma reação ácido-base estão envolvidos dois pares de ácidos e bases 
conjugados (AH e A−) e (BH+ e B); em cada par, as espécies diferem entre si por um 
íon H+ (Eq. 8). O conceito de par ácido-base conjugado é uma extensão da definição 
de ácidos e bases de Brønsted. A base conjugada de um ácido de Brønsted é a 
espécie que se forma quando um íon H+ é retirado do ácido. De maneira contrária, um 
ácido conjugado é formado a partir da adição de um íon H+ à base de Brønsted. Todo 
ácido de Brønsted tem uma base conjugada e toda base de Brønsted tem um ácido 
conjugado. 
53 
 
 
 
 HA + B ⇌ A− + BH+ Eq. 8 
 ácido 1 base 2 base 1 ácido 2 
 
Por exemplo, o íon acetato (CH3COO
−) é a base conjugada formada a partir do 
ácido acético (CH3COOH) e H2O é a base conjugada do ácido H3O
+. 
CH3COOH(aq) + H2O(ℓ) ⇌ CH3COO
−(aq) + H3O
+(aq) Eq. 9 
 ácido 1 base 2 base 1 ácido 2 
 
A definição de Brønsted-Lowry também nos permite classificar a amônia como 
uma base em razão de sua capacidade de aceitar um íon H+: 
 
NH3(aq) + H2O(ℓ) ⇌ NH4
+(aq) + OH−(aq) Eq. 10 
 base 1 ácido 2 ácido 1 base 2 
 
Nesse caso, NH4
+ é o ácido conjugado da base NH3 e o íon hidróxido OH
– é a 
base conjugada do ácido H2O. Note que o átomo da base de Brønsted que aceita o 
íon H+ deve ter um par de elétrons isolado. 
É aceitável representar o íon H+ em solução aquosa tanto por H+ como por 
H3O
+. A fórmula H+ é mais simples em cálculos que envolvem concentrações do íon 
hidrogênio e em cálculos que envolvem constantes de equilíbrio, enquanto H3O
+ é 
mais útil quando se discutem as propriedades ácido-base de Brønsted. 
 
Propriedades Ácido-Base da Água 
Uma das propriedades especiais da água é a capacidade de atuar tanto como 
ácido quanto como base. A água age como base em reações com ácidos, tais como 
HCℓ e CH3COOH, e atua como ácido em reações com bases, tais como NH3. A água 
é um eletrólito muito fraco e, portanto, um fraco condutor de eletricidade, mas sofre 
ionização em pequena extensão. 
 
H2O(ℓ) + H2O(ℓ) ⇌ H3O
+(aq) + OH−(aq) Eq. 11 
ácido 1 base 2 ácido 2 base 1 
 
Em reações ácido-base, a concentração do íon hidrogênio ocupa um lugar 
chave, o seu valor indica a acidez ou basicidade de uma solução. 
Visto que usamos H+(aq) e H3O
+(aq) indistintamente para representar o íon H+ 
hidratado, a constante de equilíbrio pode ser expressa como: 
54 
 
 
Kc = [H3O
+][OH–] ou Kc = [H
+][OH–] 
Para indicarmos que a constante de equilíbrio se refere à auto-ionização da 
água, substituímos Kc por Kw em que Kw é denominada constante do produto iônico, 
que é o produto das concentrações molares dos íons H+ e OH–, a dada temperatura.