roteiros de quimica geral experimental

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Roteiros de Quimica Geral
Experimental
Engenharia Mecânica
Universidade Federal do Pará (UFPA)
38 pag.
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1ª AULA PRÁTICA: MATERIAIS MAIS USADOS EM LABORATÓRIOS DE QUÍMICA
1. OBJETIVOS
- Conhecer as normas de boa conduta em um laboratório.
- Demonstrar o uso e aplicações de vidraria e acessórios mais utilizados em um laboratório
- Executar algumas tarefas básicas.
INSTRUÇÕES GERAIS PARA O TRABALHO NO LABORATÓRIO
1. O laboratório é lugar de trabalho sério, trabalhe com atenção, metodologia e calma;
2. Prepare-se para realizar cada experiência lendo antes os conceitos referentes ao experimento e 
a seguir leia o roteiro da experiência;
3. Respeite rigorosamente as precauções recomendadas;
4. Consulte seu professor cada vez que notar algo anormal ou imprevisto;
5. Use sempre no laboratório um avental ou bata apropriada;
6. Não fume no laboratório;
7. Faça apenas as experiências indicadas pelo professor, Experiências não autorizadas são 
proibidas;
8. Se algum ácido ou qualquer outro produto químico for derramado, lave o local imediatamente 
com bastante água.
9. Não tocar os produtos químicos com as mãos, a menos que o seu o seu professor lhe diga que 
pode fazê-lo;
10. Nunca prove uma droga ou solução;
11. Para sentir o odor de uma substância, não coloque o seu rosto diretamente sobre o recipiente, 
em vez disso, com suas mãos, traga um pouco de vapor até o nariz.
12. Não deixe vidro quente em lugar em que possam pegá-lo inadvertidamente. Deixe qualquer 
peça de vidro quente esfriar durante bastante tempo. Lembre-se que o vidro quente tem a mesma 
aparência de vidro frio;
13. Só deixe sobre a mesa, bico de Bunsen aceso quando estiver sendo utilizado;
14. Tenha cuidado com reagentes inflamáveis, não os manipule em presença de fogo;
15. Quando terminar o seu trabalho, feche com cuidado as torneiras de gás evitando escapamento;
16. Não trabalhe com material imperfeito;
17. Observe com atenção as técnicas de aquecimento de líquidos;
18. Utilize sempre que necessários materiais que possam garantir maior segurança no trabalho, 
tais como pinça luvas, óculos de proteção, etc.
19. Jogue todos os sólidos e pedaços de papel usados um frasco ou cesto para isso destinado. 
Nunca jogue nas pias, fósforos, papel de filtro, ou qualquer sólido, ainda que ligeiramente solúvel;
20. Comunique ao seu professor qualquer acidente, por menor que seja;
21. Leia com atenção o rótulo de qualquer frasco de reagente antes de usá-lo. Leia duas vezes para 
ter certeza de que pegou o frasco certo. Segure o frasco pelo lado que contém o rótulo para evitar 
que o reagente escorra sobre este;
22. Nunca tornar a colocar no frasco uma droga não usada. Não coloque objeto algum nos frascos 
de reagentes, exceto o conta-gotas próprio do quais alguns deles são providos.
23. Conserve limpo seu equipamento e também sua mesa. Evite derramar líquidos, mas se o fizer, 
lave imediatamente o local;
24. Ao terminar o período de laboratório, lave o material utilizado e deixe na ordem que encontrou 
no início da aula.
2. INTRODUÇÃO
O professor fará a apresentação do material de vidro e demais equipamentos básicos 
utilizados em laboratório, procurando ressaltar ao aluno suas principais características, a maneira 
correta de utilizá-los, as ocasiões em que devem ser usados e os cuidados necessários a sua 
conservação. Posteriormente, aluno terá a oportunidade de entrar em contato com o material, 
devendo, portanto observar atentamente o que está sendo apresentado e procurar adotar o 
procedimento que lhe foi transmitido, pois essa técnica é resultado acumulado de muitos anos de 
uso da aparelhagem.
Nas aulas práticas de Química Geral, o aluno terá oportunidade de manusear os seguintes 
materiais:
1. Tubo de ensaio: usado em reações químicas, principalmente em testes de reações.
2. Copo de Béquer: usado no aquecimento de líquidos, reações de precipitação, etc.
3. Erlenmeyer: usado em titulações e aquecimento de líquidos.
4. Balão de fundo chato: usado para aquecer e armazenar líquidos.
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5. Balão de fundo redondo: usado em reações com desprendimento de gases e também para 
aquecerem líquidos.
6. Balão de destilação: usado em destilações. Possuindo saída lateral para condensação dos 
vapores.
7. Proveta ou cilindro graduado: usado em medidas aproximadas de volumes de líquidos.
8. Pipeta volumétrica: mede volumes fixos de líquidos.
9. Pipeta cilíndrica: usada para medir volumes variáveis de líquidos.
10. Funil de vidro: usado em transferência de líquidos e em filtrações de laboratório. O funil com 
colo longo de estrias é chamado de funil analítico.
11. Frasco de reagentes: usado no armazenamento de soluções.
12. Bico de Bunsen: usado no aquecimento de laboratório.
13. Tripé de ferro: usado para sustentar a tela de amianto.
14. Tela de amianto: usada para distribuir uniformemente o calor num aquecimento de laboratório.
15. Cadinho de porcelana: usado para aquecimento a seco (calcinações) no Bico de Bunsen e na 
Mufla.
16. Triângulo de porcelana: usado para sustentar cadinhos de porcelana em aquecimentos diretos 
no bico de Bunsen.
17. Estante para tubo de ensaio: suporte de tubo de ensaio,
18-19. Funis de decantação: usados na separação de líquidos imiscíveis.
20. Pinça de madeira: usada para segurar tubos de ensaio durante aquecimentos diretos no bico de 
Bunsen.
21. Almofariz e Pistilo: usado para triturar e pulverizar sólidos.
22. Cuba de vidro: usada para banhos de gelo e fins diversos.
23. Vidro de relógio: usado para cobrir béqueres em evaporações, pesagens e fins diversos.
24. Cápsula de porcelana: usada para evaporar líquidos em soluções.
25. Placa de Petri: usada para cultivo de colônias de microorganismos e em fins diversos.
26. Dessecador: usado para resfriar substâncias em ausência de umidade.
27. Pesa-filtro: usada para pesar sólidos que absorvem umidade.
28. Lima triangular: usada para cortes de vidro.
29. Bureta: usada para medir volumes precisos de líquidos, em análises volumétricas.
30. Frasco lavador: usado para lavagens, remoção de precipitados e outros fins.
31. Pisseta: usada para os mesmos fins do frasco lavador.
32. Balão volumétrico: usado para preparar e diluir soluções.
33. Picnômetro: usado para determinar a densidade de líquidos.
34. Suporte universal: usado junto com a garra para sustentação de peças.
35. Anel para funil: usado como suporte de funil.
36. Mufla: usada para sustentar garras.
37. Garra Metálica: usada para sustentação de peças, tais como condensador, funil de decantação 
e outros fins.
38-39. Kitassato e funil de Büchner: usado em conjunto para filtrações a vácuo.
40. Trompa de vácuo: usada em conjunto com o Kitassato e o funil de Büchner.
41. Termômetro: usado para medidas de temperaturas em diversos fins.
42. Vara de vidro: usada para montagens de aparelhos, interligações e outros fins.
43. Baqueta ou bastão de vidro: usada para agitar soluções, transporte de líquidos na filtração e 
outros fins.
44. Furador de rolhas: uso relativo ao nome.
45. Kipp: usado na produção de gases, tais como H2S, CO2 etc.
46. Tubo em U: usado em eletrólise e outros fins.
47. Pinça metálica Casteloy: usada para transporte de cadinhos e outros fins.
48. Escova de limpeza: usada para limpeza de tubos de ensaio e outros materiais.
49-50. Pinça de Mohr e Pinça de Hoffman: usadas para impedir ou diminuir fluxos gasosos.
51. Garra para condensador: usado para sustentar condensadores na destilação.
52-53-54. Condensadores: usado para condensar os gases ou vapores na destilação.
55-56. Espátulas: usada para transferência de substâncias sólidas.
57. Estufa: usadapara secagem de materiais (até 200º C).
58. Mufla: usada para calcinações (até 1500º C)
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3. TÉCNICA EXPERIMENTAL
Manuseio de Utensílios:
1. Uso do balão volumétrico, pipeta e proveta (Opção 1).
- Medir, com auxílio de pipeta volumétrica, 100mL de H20 destilada e transferir para um balão 
volumétrico de 100mL. Comparar a precisão das vidrarias.
2. Uso do balão volumétrico, pipeta e proveta (Opção 2).
- Transferir, com auxílio de pipeta volumétrica, 10mL de H20 destilada para um balão de 100mL e 
aferi-lo.
- Medir, em proveta de 10mL, 8mL H20 destilada e, com auxílio de um funil, transferir o líquido para 
um balão volumétrico de 100mL completando o volume com H20 destilada.
3. Uso da bureta
- Colocar em um béquer, pequena porção de solução que será utilizada e lavar a bureta três vezes. 
Encher completamente a bureta e extrair o ar da parte inferior abrindo a torneira rapidamente. 
Fixar a bureta no suporte universal com auxílio de garra e aferi-la.
4. Montagem do aparelho para filtração simples
- Adaptar um funil a um suporte de filtração. O papel de filtro é dobrado duas vezes, colocando no 
funil e umedecido para conseguir boa aderência. A filtração é feita transferindo-se primeiro o 
líquido sobrenadante com o auxílio de bastão em seguida a parte sólida. A transferência é feita 
com bastão de vidro e o filtrado é recolhido em béquer. Deve-se ter cuidado de manter o colo do 
funil colado à parte interna do béquer para garantir que o escoamento do líquido não seja 
turbulento. Durante toda a filtração o nível da solução é mantida ¾ da altura do papel de filtro no 
funil e a parte sólida é transferida integralmente do Becker para o funil arrastando o resíduo com 
auxílio de uma pisseta.
5. Montagem de aparelho de filtração a vácuo
- Ajustar o funil de Büchner a um kitassato através de um adaptador de kitassato.
- Acoplar um a trompa d’água a torneira e à saída lateral do kitassato. O papel de filtro é colocado 
no funil e molhado para melhor aderência. Para que ocorra a filtração, abre-se à torneira que 
forma o vácuo e então a mistura a ser filtrada é transferida para o funil de Büchner.
Obs: O vácuo é formado na trompa porque a água é forçada a vazar de um diâmetro maior para 
um diâmetro menor, chegando assim, com alta velocidade ao interior da trompa, pela conexão de 
borracha o vácuo é transferido para o interior do kitassato e por diferença de pressão, o líquido é 
seccionado, sendo completada a operação.
6. Pesagem
- A pesagem é uma das operações básicas de um laboratório de química. O procedimento a ser 
adotado ao se efetuar uma pesagem depende do tipo de balança disponível.
Pesagens Propostas:
a) Pesar em um béquer de 50mL, 2,5g de CuSO4.5H20 (ou outra massa solicitada pelo professor 
(Opção 1).
b) Pesar em vidro de relógio 3,2g de CuSO4.5H20 (Opção 2).
7. Aquecimento
 - Adaptar a tela de amianto a um tripé de ferro sobre o bico de Bunsen. Para acender o bico de 
Bunsen observe as seguintes etapas:
Antes de aproximar a chama do fósforo verifique se estão fechadas às entradas de ar e de 
gás; abra então, a entrada de gás acendendo o bico de Bunsen; regule a entrada de ar para 
melhorar a qualidade da chama; uma chama amarela precisa de mais ar. Proceda ao aquecimento 
de água destilada em um erlenmeyer ou béquer até ebulição do líquido; ao terminar a operação 
tenha o cuidado de colocar o recipiente de vidro sobre a superfície de madeira para evitar choque 
térmico e dano na vidraria. O aquecimento pose ser efetuado também em chapa elétrica, banho-
maria ou manta aquecedora.
8. Montagem de aparelho de destilação simples
- Ajustar um termômetro a uma rolha (cuidado com o termômetro para não quebrá-lo) e esta a um 
balão de destilação; conectar a saída lateral do balão a um condensador procurando vedar 
completamente com uma rolha.
- Acoplar o balão a uma manta aquecedora prendendo o condensador a um suporte através de 
garra. Ao condensador ligar tubos de borracha para entrada e saída de água. Tendo o cuidado de 
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colocar o tubo de entrada na parte inferior do condensador e a saída na parte superior. Um 
béquer colocado a saída do condensador serve de coletor do destilado, desde que a volatilidade 
seja pequena.
9. Montagem do funil de decantação
- Ajustar um funil de decantação a um suporte. Para processar a separação a tampa é retirada e a 
torneira é aberta até que o líquido mais denso seja fornecido por gravidade.
10. Limpeza do material
- O aluno deve adquirir o hábito de ao final de cada aula recolher e limpar todo o material que 
utilizou, conforme lhe será mostrado, pois a conservação da vidraria só lhe proporcionará 
vantagens no sentido de disponibilidade e precisão em operações futuras.
A limpeza do material é feita com detergentes comuns e escovinhas. No caso de vidraria 
que entraram em contato com material gorduroso pode ser usada solução alcoólica de KOH, para 
impurezas inorgânicas soluções sulfocrômica (esta solução não é descartável, pode ser 
reaproveitada várias vezes), evitando contato com a pele, olhos e qualquer tecido.
A secagem da maioria do material pode ser feita em estufa a 100oC desde que não se 
aplique a vidraria destinada a medidas volumétricas (buretas, pipetas, balões volumétricos, 
provetas, etc... pois pode alterar a calibração).
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2a AULA PRÁTICA: PROCESSOS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS
1. OBJETIVOS
- Distinguir os sistemas homogêneos e heterogêneos.
- Definir fases de um sistema.
- Executar os principais processos de separações utilizados num laboratório.
2. INTRODUÇÃO
Na natureza, a maior parte da matéria é encontrada formando misturas de substâncias. O 
ar que respiramos e a água que bebemos são bons exemplos de misturas, embora numa primeira 
observação esses sistemas nos pareçam formados por uma única substância. É necessário, 
portanto, distinguirmos dois tipos de sistemas:
I. Sistema homogêneo
II. Sistema heterogêneo
Os sistemas homogêneos são formados por duas ou mais substâncias e apresenta-se em 
uma única fase; por exemplo, o ar que respiramos é uma mistura de vários gases (O2, N2, CO2, He, 
vapor d’água, etc...); a água que recebemos para consumo contém ainda alguns sais dissolvidos 
em pequenas concentrações.
Os sistemas heterogêneos são compostos por duas ou mais substâncias que apresentam 
duas ou mais fases; por exemplo, areia em suspensão nas águas dos rios; resíduos de óleos 
combustíveis sobre a superfície das águas e outras espécies de poluentes.
É conveniente, muitas vezes, separarmos esses sistemas em seus componentes, seja para 
purificar determinadas substâncias ou mesmo obtê-las a partir de suas fontes. De acordo com o 
tipo de misturas e com o estado físico dos componentes, aplicamos métodos específicos de 
separação; assim veremos alguns desses métodos aplicados a alguns sistemas mais comuns.
3. MATERIAIS E REAGENTES
Funil, suporte universal, aro para funil, béquer, kitassato, funil de Büchner, trompa ou 
bomba de vácuo, papel de filtro, funil de decantação, centrífuga, tubos de centrífuga, manta 
aquecedora, balão de destilação, termômetro, condensador, erlenmeyer, bico de Bunsen, proveta, 
banho-maria.
4. TÉCNICA EXPERIMENTAL
4.1 - Filtração
A filtraçãose destina à separação de sólidos e líquidos que constituem uma mistura 
heterogênea. A filtração pode ser classificada em dois tipos principais:
a) Filtração simples que utiliza a ação da gravidade como agente propulsor.
b) Filtração a vácuo, em que a diferença de pressão acelera o processo.
Basicamente, toda filtração envolve a passagem da mistura por um meio filtrante que 
retém a fase sólida, podendo ser utilizado diverso tipos de meios filtrantes, como papel de filtro, 
amianto, vidro sinterizado, etc. A seleção do meio filtrante depende da natureza do sólido a ser 
filtrado.
Os papéis de filtro são fabricados em diversos graus de porosidade e são selecionados de 
modo a reter as menores partículas do sólido. O tamanho do papel de filtro é determinado pelo 
volume do precipitado e não pelo volume do líquido a ser filtrado.
Procedimento para filtração simples:
a) Medir em proveta, 15mL de solução de CuSO4 0,25M;
b) Medir em outra proveta, 15mL de solução de NaOH 0,5M;
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c) Observar o aspecto das duas soluções e misturá-las em um béquer de 100ml. Qual o aspecto do 
sistema resultante dessa mistura?
d) Prepare um aparelho para filtração simples e proceda a operação observando os cuidados 
necessários conforme figuras 1a e 1b abaixo.
Opção facultativa: Preparar novamente a mistura e aquecê-la em banho-maria, observando 
a formação do CuO (óxido de cobre II) por desidratação do Cu(OH)2. 
Filtrar então, o óxido formado.
 
FIGURA 1a. Dobra do papel de filtro para encaixe em funil
FIGURA 1b. Aparato para filtração simples
Procedimento para filtração a vácuo:
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a) Repetir o procedimento anterior para formação do sistema a ser filtrado;
b) Preparar o aparelho para filtração a vácuo;
c) Proceda a operação;
d) Compare os resultados com a operação anterior.
Observe os tempos gastos na operação de filtração, a qualidade dos filtrados, o aspecto dos 
sólidos retidos nos papéis de filtro. Descreva sucintamente o que observou.
4.2 - Centrifugação
Consiste em submeter à mistura sólido-líquido a uma aceleração da gravidade maior do 
que a ambiente e assim conseguindo a deposição da fase sólida.
É um recurso empregado geralmente quando a parte sólida é constituída por partículas que 
não são retiradas por papel de filtro, assim este processo é simplesmente uma aceleração da 
decantação.
O tempo e a velocidade de centrifugação dependem da granulometria das partículas e do 
rendimento esperado.
Procedimento para centrifugação
a) Colocar em um béquer de 100mL (ou de 50mL), 10mL de solução 0,1M de K2CrO4. Adicionar em 
seguida, 10mL de solução 0,1M de BaCl2. Observe o sistema formado.
b) Tente separá-los por filtração simples. Anote o resultado;
c) Repita novamente o procedimento a.
d) Proceda agora a separação; levando a mistura a um tubo de centrífuga e submetendo-a a 
centrifugação.
e) Compare os resultados das operações.
4.3 - Cristalização
Algumas substâncias ao se formarem em solução, não se apresentam perfeitamente 
cristalizadas, o que não permite separá-las com boa eficiência. Os processos de formação de 
cristais a partir de soluções exigem condições especiais que permitem ao cristal desenvolver-se e 
atingir proporções de tamanhos tais, que possam ser separados da fase líquida por decantação e 
filtração. Entre as técnicas de cristalização, inclui-se a formação lenta do cristal a partir de uma 
solução quente que, à medida que se resfria, produz cristais melhor formados e maiores, pois o 
tempo de formação permite que os íons se depositem regularmente formando a estrutura 
cristalina.
Procedimento para cristalização:
a) Medir em uma proveta, 15mL de solução 0,5N de Pb(NO3)2;
b) Medir em outra proveta, 15mL de solução 0,5N de KI;
c) Observe as soluções e proceda a mistura em becker de 100mL;
d) Aqueça a mistura resultante até dissolução de parte da fase sólida;
e) Deixe esfriar lentamente e observe, ao final da aula, o aspecto do sistema.
Obs. Para efeito de melhor visualização, a prática de recristalização deve ser realizada no início da 
aula.
4.4 - Recristalização
Certos sólidos possuem impurezas em sua estrutura e, algumas vezes, interessa-nos 
separá-los dessas impurezas. A recristalização é um método de purificação de sólidos que se baseia 
nas diferenças de solubilidade da substância e de suas impurezas com relação a determinado 
solvente.
É conveniente dissolver a substância em questão em um solvente onde as impurezas não 
se dissolvem e assim, separá-los por filtração, tendo na fase filtrada a substância desejada.
Para voltar a forma sólida, procedemos a evaporação do solvente e recristalização da 
substância que aos poucos , fica livre da maioria das impurezas.
Procedimento para recristalização:
a) Coloque em um béquer de 100mL, uma solução saturada de CuSO4.
b) Filtre cerca de 50mL dessa solução saturada;
c) Proceda a evaporação da água, aquecendo o filtrado em bico de Bunsen e deixando a ebulição 
reduzir o volume para cerca da metade (aproximadamente 25mL).
d) Deixar esfriar, lentamente e passe às etapas seguintes, voltando ao final da aula para verificar a 
formação de cristais;
e) Descreva o que observou quanto à quantidade dos cristais formados, a quantidade de impurezas 
retidas no filtro e outros aspectos que julgar interessante.
Obs. Para efeito de melhor visualização, a prática de recristalização deve ser realizada no início da 
aula.
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4.5 – Extração por solvente
Em muitos casos, a separação é feita por agitação da solução com o solvente orgânico em 
funil de separação durante alguns minutos.
O melhor método de extração com um dado volume de solvente é empregar várias frações 
do líquido em vez de utilizar toda a quantidade disponível numa única extração.
Opção 01:
a) Agite alguns pedaços de iodo sólido em água, usando um tubo de ensaio;
b) Transfira uma pequena porção da solução de cor castanha que foi obtida para um funil de 
decantação;
c) Adicione um pouco de CCl4 (tetracloreto de carbono), CHCl3 (clorofórmio) ou outro solvente 
orgânico que o professor indicar. Proceda a agitação de acordo com a técnica já mostrada;
d) Observe a formação de camadas num sistema heterogêneo;
e) Procure explicar o que aconteceu.
Opção 02:
a) Pesar 1g de dimetilglioxima e dissolver em 100mL de etanol;
b) Transferir para um funil de decantação uma solução diluída de cloreto de níquel II e 
posteriormente, a solução alcoólica de dimetilglioxima. Observe o sistema formado.
c) Adicionar 20ml de CCl4;
d) Agitar o funil, deixando, em seguida, decantar a mistura;
e) Observar as modificações e dar uma explicação para o fenômeno.
4.6. Destilação
Os sistemas homogêneos formados pela mistura de dois líquidos miscíveis ou um sólido 
dissolvido em um líquido podem ser separados pela destilação.
A destilação é um método de separação fundamentado nas diferenças entre os pontos de 
ebulição dos componentes da mistura. Quanto mais afastados forem os pontos de ebulição, mais 
efetiva é a separação.
O processo de destilação compreende basicamente a destilação simples e a destilação 
fracionada. Os sistemas formados por sólidos dissolvidos em líquidos são separados por destilação 
simples, enquanto dos sistemas constituídos por dois líquidossão separados geralmente por 
destilação fracionada.
Na destilação simples, a solução é aquecida até ebulição, quando o líquido passa a fase 
para a fase de vapor e a temperatura se mantém constante. O vapor é recolhido num condensador 
resfriado e passa à fase condensada, sendo acumulado num béquer à saída do condensador. No 
balão, a saída da água, concentra a solução residual, aumentando a relação sólido/líquido, que com 
o passar do tempo produz o aparecimento da fase sólida. Tem-se assim determinada, a tendência 
do sistema: no balão acumula-se a fase sólida, enquanto no Becker aumenta a fase condensada.
A destilação fracionada é um recurso utilizado para separar sistemas líquido-líquido, cujos 
pontos de ebulição muito próximos, não permitem uma separação efetiva dos dois líquidos por 
destilação simples. Na destilação fracionada, o uso de uma coluna de fracionamento produz maior 
rendimento porque enriquece o componente mais volátil no topo da coluna para, a seguir, ser 
condensado, enquanto o componente menos volátil pode retornar ao balão e ali se concentrar.
Procedimento para destilação simples:
a) Tomar um balão de destilação e colocar solução de CuSO4 até cerca da metade da sua 
capacidade;
b) Preparar o aparelho para destilação simples conforme foi explicado na primeira aula (ver figura 
2);
c) Proceder à destilação da solução de CuSO4 até o aparecimento da fase sólida no balão de 
destilação;
d) Observar a qualidade da fase condensada que está sendo recolhida no béquer, a velocidade em 
função da segurança oferecida pelo aparelho e os fatores que podem influenciar no processo.
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FIGURA 2. Aparato para destilação simples
3ª AULA PRÁTICA: SOLUÇÕES
1. OBJETIVOS
- Definir e classificar as soluções.
- Definir os tipos mais comuns de unidade de concentração de soluções e realizar cálculos 
envolvendo estas unidades.
- Preparar soluções e determinar a concentração de uma dada solução.
2. INTRODUÇÃO
Uma solução pode ser definida como uma mistura homogênea de duas ou mais 
substâncias. Na verdade, as soluções verdadeiras se constituem uma das três grandes classes das 
dispersões juntamente com as suspensões e os sistemas coloidais. Um dos critérios de distinção 
entre essas classes é o tamanho das partículas; as partículas de uma suspensão têm tamanho 
grosseiro, de modo que podem ser vistas a olho nu. Uma solução verdadeira tem partículas com 
tamanho da ordem de íons ou moléculas e um sistema coloidal possui partículas com dimensões 
intermediárias entre as suspensões e as soluções verdadeiras. Desse modo, cada uma dessas 
classes apresenta fenômenos próprios que as particularizam. Nas soluções verdadeiras não ocorre 
deposição de partículas como nas suspensões, nem dispersão da luz (efeito Tyndall) como nos 
sistemas coloidais.
Os maiores e melhores exemplos de soluções são a águas do mar (isenta de partículas), o 
ar (livre de fuligem e outros poluentes) e os fluídos biológicos como o plasma sanguíneo. Desta 
forma, há a necessidade, pela utilidade e importância de se estudar as soluções verdadeiras. 
Quaisquer associações dos três tipos de estado da matéria podem constituir uma solução 
verdadeira. Para melhor compreensão do sistema, costuma-se dividir uma solução em soluto e 
solvente; entretanto, não existe rigor na designação de qual substância é o soluto e qual é o 
solvente, uma vez que ambos estão dispersos entre si. É comum aceitar que o componente de 
maior quantidade é o solvente. O quadro a seguir mostra o exemplo de cada um dos nove tipos 
possíveis de soluções binárias (2 componentes):
TIPOS DE SOLUÇÕES EXEMPLOS
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1. Soluções Gasosas:
Gás dissolvido em gás
Líquido dissolvido em gás
Sólido dissolvido em gás
Oxigênio dissolvido em nitrogênio
Clorofórmio dissolvido em nitrogênio
Gelo seco dissolvido em nitrogênio
2. Soluções Líquidas:
Gás dissolvido em líquido
Líquido dissolvido em líquido
Sólido dissolvido em líquido
Dióxido de carbono em água
Álcool dissolvido em água
Açúcar dissolvido em água
3. Soluções Sólidas:
Gás dissolvido em sólido
Líquido dissolvido em sólido
Sólido dissolvido em sólido
Nitrogênio dissolvido em paládio
Mercúrio dissolvido em ouro
Cobre dissolvido em níquel
Como o preparo de uma solução envolve sempre a dissolução de uma substância em outra, 
é conveniente compreender alguns aspectos do processo e das forças que nele ocorrem. A 
dispersão (mistura) de uma substância em outra altera a organização dos íons ou das moléculas 
que constituem o soluto e o solvente porque modifica as forças que mantém coesas as partículas. 
A dissolução é um fenômeno que resulta do equilíbrio de forças soluto-solvente comparativamente 
às forças soluto-solvente e solvente-soluto. Disso resulta a regra geral “semelhante dissolve 
semelhante”, isto é, um solvente dissolverá um soluto se eles tiverem estruturas que apresentem 
o mesmo tipo de interação entre os íons ou moléculas. Solventes polares dissolvem solutos polares, 
enquanto que solventes não polares dissolvem solutos não polares. Como em toda regra, 
observam-se exceções a essa afirmação, o que demonstra que durante a dissolução outros fatores 
interferem decisivamente, tais como forças intermoleculares resultantes de pontes de hidrogênio, 
momento dipolar, constante dielétrica entre outras.
A solubilidade de um soluto em um certo solvente é definida como a concentração daquele 
soluto em sua solução saturada. Uma solução é dita saturada quando está em equilíbrio com 
excesso de soluto, ou seja, não é possível dissolver mais soluto naquela quantidade de solvente 
sem mudar as condições de temperatura e pressão. A partir da solução saturada é possível definir 
solução não saturada que é aquela que tem concentração do soluto menor que uma solução 
saturada; solução supersaturada é aquela que tem concentração do soluto maior que uma solução 
saturada.
As proporções relativas em que às substâncias se dissolvem uma nas outras são abordados 
de diversos modos chamados “unidades de concentrações” e as mais comuns são:
2.1. Percentagem: É a relação que expressa uma certa quantidade de soluto para 100 partes 
de uma solução. Existem 3 tipos de percentagem:
a) Percentagem peso/volume: É o número de gramas do soluto existentes em 100mL de solução. 
Por exemplo: uma solução aquosa de NaOH a 10% p/v contém 10g de soluto (NaOH) para cada 
100mL de solução (NaOH + H2O).
b) Percentagem peso/peso: É o número de gramas de soluto existentes em 100g da solução. Por 
exemplo: para preparar uma solução aquosa de glicose a 5% p/p é necessário 5g de soluto para 
95g de H2O.
c) Percentagem volume/volume: É a quantidade de mililitros do soluto existente em 100mL de 
solução. Por exemplo: o álcool a 96% é uma solução que contém 96mL de álcool para cada 
100mL de solução ou 96mL de álcool em 4mL de H2O.
2.2. Título: Entende-se que “solução titular” é toda solução de concentração conhecida. 
Entretanto, existe o hábito de chamar “título”, a concentração quando expressa em gramas 
do soluto por litro de solução, assim:
Obs. A percentagem e o título são chamados “unidades físicas” porque independem da natureza do 
soluto.
2.3. Fração Molar: É a relação entre o número de moles de um componente pelo número de 
moles total da mistura. O valor de um mol é o peso molecular da substância expresso em 
gramas e o número de moles é obtido dividindo-se a massa da substância em questão pelo 
valor de seu respectivo mol. Por exemplo: seja uma solução formada por 500g de benzenoe 
500g de tolueno; neste caso, 1mol de C6H6 (benzeno) é 78g e 1mol de C7H8 (tolueno) é 92g, 
logo existem na solução:
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Pela definição, podemos afirmar:
2.4. Molaridade: É a relação que expressa o número de moles do soluto existente em 1 litro de 
solução.
 , 
2.5. Normalidade: É a relação entre o número de equivalente-grama do soluto existente em 1 
litro de solução.
Equivalente-grama de uma substância é o equivalente químico expresso em gramas. Essa 
definição está fundamentada na equivalência entre a massa da substância e 8g de oxigênio. 
Costuma-se utilizar algumas regras práticas para o cálculo do equivalente-grama, as quais serão 
apresentadas pelo professor na parte teórica sobre este assunto.
2.6. Molalidade: É o número de moles do soluto dissolvido em 1Kg de solvente puro.
Após conhecer as principais características das soluções e as unidades de concentrações, é 
necessário que o aluno saiba prepará-las. Por isso, a parte experimental será a oportunidade de 
manusear as fórmulas aqui apresentadas e os passos que levam ao preparo de algumas soluções.
As soluções selecionadas deverão ser utilizadas posteriormente pelos alunos, mostrando 
assim, a continuidade do processo e forçando o cuidado no seu preparo, visto que serão matérias-
primas para outro trabalho.
3. PARTE EXPERIMENTAL
O preparo de soluções constitui uma das etapas preliminares do trabalho em laboratório, 
dele dependem as evoluções de umas análises e as precisões dos resultados, sendo assim, é 
necessário atentar para as pesagens e aferições sem negligenciar sobre a simplicidade do 
processo.
3.1. Preparo e padronização de 100 mL de solução de HCl 1N
1. Efetue os cálculos para determinação do volume de HCl concentrado com a pureza e 
densidade apresentados no rótulo que devem ser diluídos para 100 mL de solução a 1N.
2. Proceda a diluição atentando para os cuidados necessários: transferir, com auxílio do 
funil, o volume de ácido sobre certo volume de água até a marca de aferição. Homogeneizar a 
solução.
3. Padronização da solução de HCl com Na2CO3 (O professor explicará as razões pelas quais 
a solução de HCl deve ser padronizada).
a) Você recebe do professor um recipiente que contém Na2CO3 dessecado e frio; efetue 
então a pesagem de exatamente O,6 a O,7g desse material em erlenmeyer de 125 mL e dilua em 
25mL de água destilada. Anote precisamente a massa de Na2CO3 utilizada.
b) Prepare uma bureta, conforme foi ensinado, usando a solução de HCl que vai ser 
padronizada.
c) Adicione 2 a 3 gotas de alaranjado de metila na solução de erlenmeyer, ajuste sob a 
bureta, adapte em fundo branco e proceda a titulação conforme pode ser visto na figura 1. Feche a 
torneira da bureta à primeira mudança de coloração que a solução do erlenmeyer apresentar.
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d) Aqueça levemente a solução, observe se há mudança de coloração, caso positivo, 
complete a titulação.
e) Repita as etapas a, b, c e d mais de uma vez.
f) Encontre o volume médio do HCl e efetue os cálculos para a determinação do “fator 
volumétrico” que corrige a concentração aproximada do HCl. O professor vai auxiliar nesta tarefa 
mostrando como proceder ao cálculo e esclarecendo as passagens que você observou.
Obs. Armazenar em um frasco adequado a solução de HCl preparada e lavar a vidraria utilizada.
FIGURA 1. Esquema de uma titulação.
3.2. Preparação de 100mL de solução de CuSO4.5H2O 0,5 N
1. Faça o cálculo da massa de CuSO4.5H2O necessário para preparar 100mL de solução a 
0,5 N.
2. Pese a massa encontrada em béquer de 100mL.
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 3. Dissolva o CuSO4 em pequenos volumes de água destilada e transfira, com auxílio de 
funil, para um balão volumétrico de 100mL. Lave o funil para evitar perdas de massa de soluto.
4. Complete o volume para a marca de aferição do balão volumétrico e faça a 
homogeneização da solução.
Transfira para um frasco de armazenamento e lave a vidraria utilizada.
3.3. Determinação da concentração de uma solução de cloreto de sódio
1. Pesar uma cápsula de porcelana seca. Anotar a sua massa.
2. Medir 5mL de uma solução de NaCl usando uma pipeta volumétrica transferir para a 
cápsula.
3. Levar a cápsula ao banho-maria até quase secura.
4. Remover a cápsula do banho-maria, secar o fundo da cápsula de porcelana e levá-la a 
uma estufa a 110-150 ºC até secagem completa.
5. Deixar esfriar por 10 minutos.
6. Pesar a cápsula.
7. Questões:
a) Calcular a massa de NaCl após secagem.
b) Calcular a concentração da solução de NaCl em porcentagem.
c) Calcular a concentração em molaridade e normalidade.
Obs. Esta prática pode ser colocada em andamento enquanto acontece a realização das práticas 
3.1 e 3.2 da apostila.
4ª AULA PRÁTICA: REAÇÕES QUÍMICAS
1. OBJETIVOS
- Caracterizar um fenômeno químico.
- Distinguir os tipos de reações químicas.
- Reconhecer quando se processou uma reação química.
2. INTRODUÇÃO
Uma reação química é o fenômeno que permite um novo arranjo dos átomos para 
formarem substâncias diferentes dos reagentes. O aparecimento de uma nova substância com 
propriedades diferentes é uma indicação de que ocorreu uma reação química. Podemos observar 
variação de cor, formação de gases ou formação de produtos com diferentes solubilidades, como 
prova de transformações que ocorrem durante as reações. Além disso, é necessário considerar a 
quantidade de energia envolvida na reação. Uma reação que libera energia sob a forma de calor 
chama-se exotérmica e a reação onde ocorre absorção de energia sob forma de calor é dita 
endotérmica.
O reconhecimento da reatividade química relativa dos elementos é útil para predizer o 
comportamento de algumas reações químicas. A série de reatividade relaciona os metais de acordo 
com suas reatividades químicas. A ordem do quadro 2 abaixo corresponde a facilidade com que os 
elementos são oxidados, ou seja, com que perdem elétrons. Os princípios gerais para utilização da 
série de reatividade são os seguintes:
a) A reatividade dos metais diminui da extremidade superior para a inferior, na série;
b) O metal em seu estado elementar pode deslocar da solução todos os íons metálicos que 
estão abaixo dele na série;
c) Os metais no estado elementar, acima do hidrogênio, reagem com ácidos em soluções 
liberando H2(g).
d) Os metais no estado elementar, abaixo do hidrogênio, não liberam H2 ou O2 dos ácidos.
e) Condições como temperatura e concentração podem afetar a posição relativa de alguns 
elementos.
Uma reação pode ocorrer quando se mistura duas soluções e há a formação de uma 
substância pouco solúvel, pois esta tende a precipitar, separando-se da solução. O quadro 1 de 
solubilidade nos permite prever quais os íons que, em solução aquosa, combinam-se para formar 
um precipitado de um composto pouco solúvel. A formação de gases leva também a caracterização 
de uma transformação química.
Uma comparação das forças relativas dos agentes oxidantes e redutores permitem-nos 
prever quando certas espécies iônicas em solução sofrem uma reação de oxi-redução.
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https://www.docsity.com/?utm_source=docsity&utm_medium=document&utm_campaign=watermarkUma reação química pode ocorrer também mediante a ação de um agente físico como: 
calor, eletricidade e luz, o que leva a decomposição da substância com a formação de outros 
produtos.
Finalmente, um outro aspecto é que certas substâncias quando colocadas em contato e em 
condições especiais reagem produzindo então, uma terceira substância cujo estágio de energia é 
menor que a dos reagentes.
Os fatores expostos acima são fundamentos do que se entende como os cinco principais 
tipos de reações químicas. Assim, a ordem de reatividade determina como será a reação de simples 
troca ou deslocamento; os valores de solubilidade das substâncias conduzem as reações de dupla 
troca; as forças relativas dos potenciais de oxidação determinam os agentes redutores e oxidantes 
numa reação de oxi-redução; um determinado agente físico atuando sobre uma substância pode 
conduzir a uma reação de decomposição ou análise e o alcance de um estado de energia mais 
baixo pode determinar a ocorrência de uma reação de síntese.
A seguir, serão apresentadas reações que procuram evidenciar a ocorrência dos fatores 
citados. O aluno deverá estar atento às mudanças que acontecerão nos sistema estudado, 
tentando identificá-las com o que lhe foi apresentado na parte teórica.
Ao final de cada reação, deverá haver, ainda, explicações adicionais dadas pelo professor, 
que poderá completar ou retificar as observações do aluno.
Observações:
- Ao terminar de utilizar qualquer frasco de reagente, favor fechá-lo perfeitamente para evitar 
vazamentos;
- Os reagentes que, por acaso, não estiverem na bancada, serão encontrados na capela;
- Evite utilizar reagentes estoques, pois todos os reagentes necessários ao experimento estão na 
bancada e em frascos adequados.
- Ao terminar a prática, favor deixar os reagentes na bancada destinada ao experimento e lavar os 
tubos de ensaio.
3. PARTE EXPERIMENTAL
3.1. Reações de Deslocamento ou Simples Troca
1. Reagentes: Zinco e Ácido Clorídrico
a) Colocar em um tubo de ensaio uma pequena quantidade de zinco em pó;
b) Adicionar cerca de 30 gotas de solução 1M de HCl (1mL F 0 4 0 20 gotas);
c) Descreva o que observou;
d) Qual a equação química do processo?
2. Reagentes: Ferro e Sulfato de Cobre
a) Colocar em um tubo de ensaio uma pequena porção de ferro em pó;
b) Adicionar cerca de 30 gotas de solução 0,5M de sulfato de cobre;
c) Descreva o que observou;
d) Qual a equação química do processo?
3. Reagentes: Magnésio e Ácido Sulfúrico
a) Colocar, em um tubo de ensaio, uma pequena fita de magnésio;
b) Adicionar cerca de 30 gotas de solução 1M de H2SO4;
c) Descreva o que observou;
d) Qual a equação química do processo?
4. Reagentes: Cobre e Ácido Clorídrico
a) Colocar, em um tubo de ensaio, um pouco de cobre em pó;
b) Adicionar cerca de 30 gotas de solução 1M de HCl;
c) Descreva o que observou;
d) Explicar o porquê de suas observações.
3.2. Reações de Dupla Troca
1. Reagentes: Nitrato de Magnésio e Hidróxido de Sódio
a) Colocar em um tubo de ensaio, 20 gotas de solução 0,1M de Mg(NO3)2;
b) Adicionar, gota a gota, solução 0,5M de NaOH;
c) Descreva o que observou;
d) Descreva a equação química do processo.
2. Reagentes: Nitrato de Magnésio e Sulfato de Sódio
a) Colocar, em tubo de ensaio, 20 gotas de solução 0,1M de Mg(NO3)2;
b) Adicionar, gota a gota, solução 0,1N de Na2SO4;
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c) Descreva o que observou;
d) Explique o porquê de suas observações.
3. Reagentes: Carbonato de Cálcio e Ácido Clorídrico
a) Colocar, em tubo de ensaio, um pouco de CaCO3 sólido;
b) Adicionar gota a gota solução 1M de HCl;
c) Descreva o que observou;
d) Escreva a equação química do processo.
4. Reagentes: Cloreto de Bário e Ácido Sulfúrico. a) Colocar, em tubo de ensaio, 20 
gotas de solução 0,1M de BaCl2;
b) Adicionar, gota a gota, solução 1:1 de ácido sulfúrico comercial;
c) Descreva o que observou;
d) Escreva a equação química do processo.
3.3. Reações de Oxidação – Redução
1. Reagentes: Iodeto de Potássio, Cloreto Férrico e Tetracloreto de Carbono ou Clorofórmio.
a) Colocar, em tubo de ensaio, 20 gotas de solução 0,1M de KI em 1mL de água destilada;
b) Adicionar 20 gotas de solução 0,1M de FeCl3;
c) Adicionar 5 mL de CCl4 e agitar vigorosamente;
d) Descrever o que observou;
e) Qual a equação química do processo?
2. Reagentes: Iodeto de Potássio, Dicromato de Potássio, Ácido Sulfúrico e Clorofórmio.
a) Colocar, em um tubo de ensaio, 20 gotas de solução 0,1M de KI;
b) Adicionar 5 gotas de solução 0,1M de K2Cr2O7;
c) Adicionar 3 gotas de H2SO4 concentrado;
d) Colocar 5mL de CHCl3 e agitar vigorosamente;
e) Anotar o que observou;
f) Escrever a equação química do processo.
3. Reagentes: Água Oxigenada na presença de Bióxido de Manganês.
a) Colocar, em um tubo de ensaio, 5mL de H2O2 a 20 volumes;
b) Adicionar cerca de 0,5g (uma ponta de espátula) de MnO2;
c) Prender o tubo de ensaio em um suporte ou em uma pinça de madeira;
d) Observar a reação. Ao perceber a evolução de gás no tubo, colocar um palito de fósforo, 
em brasa, na boca do tubo. Tente apagar e reacender várias vezes o palito;
e) Descreva o que observou;
f) O que significa H2O2 a 20 volumes?
g) Escreva a equação química que representa esta reação.
3.4. Reações Endotérmicas e Exotérmicas
1. Reagentes: Cloreto de Amônio e Hidróxido de Sódio.
a) Colocar, em um tubo de ensaio, uma pequena quantidade de NH4Cl sólido;
b) Adicionar 2mL de solução 1N de hidróxido de sódio;
c) Observe a evolução da reação. Procure sentir a temperatura do tubo de 
ensaio. Descreva o que aconteceu;
d) Escreva a equação química do processo.
2. Reagentes: Cobre sólido e Ácido Nítrico concentrado.
a) Colocar, em um tubo de ensaio, uma pequena quantidade de Cu0 (sólido);
b) Adicionar 2mL de HNO3 concentrado;
c) Observe a evolução da reação. Procure sentir a temperatura do tubo de ensaio. 
 Descreva o que aconteceu;
d) Escreva a equação química do processo.
3.5. Reação de Decomposição
1. Reagentes: Clorato de Potássio na presença de Bióxido de Manganês.
a) Colocar, em um tubo de ensaio, pequena quantidade de KClO3 sólido;
b) Adicionar MnO2 também em pequena quantidade;
c) Levar ao bico de Bunsen até que comece a liberação de gás (oxigênio gasoso);
d) Testar um palito de fósforo recém apagado.
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QUADRO 01. Solubilidade em H2O.
Ânions Regras Exceções
NO3-, NO2-, H3C-COO- (acetato) Solúveis -x-x-x-x-x-x-
Cl-, Br-, I- Solúveis Ag+, Pb2+, Hg22+, Cu+
SO42- Solúveis Ca2+, Sr2+, Ba2+, Pb+, Ag+, Hg22+
S2- Insolúveis H+, NH4+, Be2+, alcalinos e alcalinos terrosos
OH- Insolúveis H+, NH4+, Sr2+, Ba2+ e alcalinos
PO43-, CO32-, SO32- Insolúveis H+, NH4+ e alcalinos
Outros ânions Insolúveis H+, Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, NH4+
QUADRO 02. Potenciais padrões de redução (a 25ºC).
Reações de meia - célula E0 (em Volts)
Li + + é F 0 A E Li0 -3,05
K+ + e- F 0 A E K0 -2,925
Ba2+ + 2e- F 0 A E Ba0 -2,91
Ca2+ + 2e- F 0 A E Ca0 -2,76
Na+ + e- F 0 A E Na0 -2,713
Ce3+ + 3e- F 0 A E Ce0 -2,48
Mg2+ + 2e- F 0 A E Mg0 -2,37
1/2H2(g) + e- F 0 A E H- -2,25
Al3+ + 3e- F 0 A E Al0 -1,66
V2+ + 2e- F 0 A E V0 -1,19
Mn2+ + 2e- F 0 A E Mn0 -1,18
Zn2+ + 2e- F 0 A E Zn0 -0,763
Cr3+ + 3e- F 0 A E Cr0 -0,74
Fe2+ + 2e- F 0 A E Fe0 -0,440
Cr3+ + e- F 0 A E Cr2+ -0,41
Cd2+ + 2e- F 0 A E Cd0 -0,402
Ni2+ + 2e- F 0 A E Ni0 -0,23
Sn2+ + 2e- F 0 A E Sn0 -0,14
Pb2+ + 2e- F 0 A E Pb0 -0,126
2H+ + 2e- F 0 A E H2 0.00
Sn4+ + 2e- F 0 A E Sn2+ +0,15
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Cu2+ + e- F 0 A E Cu+ +0,15
AgCl + e- F 0 A E Ag0 + Cl- +0,2224
Hg2Cl2 + 2e- F 0 A E 2Hg0 + 2Cl- +0,2780
Cu2+ + 2e- F 0 A E Cu0 +0,337
Fe(CN)63- + 2é F 0 A E Fe(CN)64- +0,356
O2 + 2H2O + 4e- F 0 A E OH- +0,401
Cu+ + e- F 0 A E Cu0 +0,52
I2 + 2e- F 0 A E 2I- +0,536
Fe3+ + e- F 0 A E Fe2+ +0,771
Hg22+ + 2e- F 0 A E 2Hg +0,792
Ag+ + e- F 0 A E Ag0 +0,7994
Br2( l ) + 2e- F 0 A E2Br- +1,087
O2 + 4H+ + 4e- F 0 A E 2H2O +1,229
Cr2O72- + 14H+ + 6e- F 0 A E 2Cr3+ + 7H2O +1,33
Cl2 + 2e- F 0 A E 2Cl- +1,359
Au3+ + 3e- F 0 A E Au0 +1,50
Mn3+ + e- F 0 A E Mn2+ +1,51
MnO- + 4H+ + 5e- F 0 A E Mn2+ + 4H2O +1,51
Ce4+ + e- F 0 A E Ce3+ +1,66
Au+ + e- F 0 A E Au0 +1,69
MnO4- + 4H+ + 3e- F 0 A E MnO2 + 2H2O +2,65
F2 + 2e- F 0 A E 2F- +2,65
5ª AULA PRÁTICA: GASES - LEI DE BOYLE - MARIOTE E DA DIFUSÃO GASOSA
1. OBJETIVOS GERAIS:
- Verificar experimentalmente e Lei de Boyle - Mariote para os gases;
- Verificar experimentalmente a Lei da Difusão Gasosa (Lei de Graham).
2. OBJETIVOS COMPORTAMENTAIS:
Ao término desta aula prática, após a execução das experiências e discussão com o 
professor, o aluno deverá ser capaz de:
- Citar pelo menos duas características do estado gasoso;
- Reconhecer todas as variáveis de estado;
- Enunciar a Lei de Boyle - Mariote;
- Mostrar a partir da equação geral dos gases ideais, que se T = Cte, então. 
P1 V1 = P2V2 = PnVn = Cte;
- Conceituar fisicamente o fenômeno da Difusão Gasosa;
- Citar oralmente e/ou por escrito:
a) Dois postulados básicos da teoria cinética da matéria;
b) Quatro hipóteses sobre as quais se baseia a teoria cinética dos gases;
- Enunciar a Lei de Graham;
- Mostrar, considerando as hipóteses acima, que dados dois gases distintos A e B tem-se o 
seguinte: , onde... MA e MB são respectivamente, as massas moleculares dos gases A e B.
3. PARTE EXPERIMENTAL:
Experimento 01:
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Princípio do Método: Lei de Boyle - Mariote:
Uma propriedade característica dos gases é sua grande compressibilidade. Este 
comportamento é descrito quantitativamente pela Lei de Boyle Mariote (1662), a qual estabelece 
que “À TEMPERATURA CONSTANTE, UMA DETERMINADA MASSA DE GÁS OCUPA UM VOLUME 
INVERSAMENTE PROPORCIONAL À PRESSÃO EXERCIDA SOBRE ELE”. Logo, se a pressão for 
duplicada, o volume diminui até a metade e vice-versa. A Lei de Boyle - Mariote pode ser 
representada por um gráfico pressão - volume ou P - V. A curva é uma hipérbole, cuja equação 
PV = constante ou 
V = .
A relação inversa entre o volume ocupado por um gás e a pressão exercida sobre o gás é 
expressa pela Lei de Boyle - Mariote. Esta relação pode ser demonstrada de uma maneira simples, 
utilizando um dispositivo como o da figura 1.
4. MATERIAL UTILIZADO:
- Mercúrio metálico;
- Tubo em “J”(figura 1).
Procedimento:
- Colocar o mercúrio metálico no lado do “J” não obstruído até atingir a parte ortogonal no 
lado obstruído;
- Ler os valores de B e C, em mm;
- Repita a adição de mercúrio, item 1, dez vezes, registrando os valores de B e C em cada 
repetição.
Observações:
- A pressão do gás aprisionado é a soma da pressão atmosférica (em mmHg) e a altura D(C 
- B);
- O volume do gás aprisionado é o comprimento (V) do tubo acima do mercúrio, são 
proporcionais; portanto, o comprimento V pode ser utilizado no lugar do volume;
- Deve-se utilizar bastante mercúrio em cada experiência, de maneira que o nível suba de 
3 a 4 cm de cada vez;
- Os dados observados nas experiências devem ser colocados na tabela abaixo, onde: 
A: é uma medida fixa, que corresponde ao comprimento do tubo no lado obstruído;
B: altura do Hg no lado obstruído;
C: altura do Hg no lado não obstruído;
V: A - B;
D: pressão exercida pelo Hg ( C - B );
P: pressão do gás; P = P (atm)+ PHg ; PHg = D
A B C( B + D ) V ( A - B ) D P P x V
1
2
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4
5
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Experimento 2 :
- Princípio do método: Difusão Gasosa.
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 A lei de difusão gasosa de Graham estabelece que a velocidade de difusão de um gás é 
inversamente proporcional à raiz quadrada do seu peso molecular. Em termos gerais, isto significa 
que moléculas pesadas movem-se mais lentamente do que as mais leves se ambas estiverem na 
mesma temperatura.
 Esta experiência consiste em liberar gás amônia colocado em um dos terminais de um tubo 
de vidro e cloreto de hidrogênio gasoso no outro terminal, conforme a figura (2) e medir tempos e/ 
ou espaços percorridos no momento que os gases se encontram. O encontro dos gases será 
indicado pela formação de um anel branco, de cloreto de amônio sólido dentro do tubo de vidro.
Material e Reagentes:
- Tubo de vidro
- HCl conc.
- NH4 OH conc.
Procedimento:
- Colocar HCl conc. e NH4OH conc. Nos terminais do tubo mostrado pela figura 2 (se 
preferir dar um pequeno aquecimento para aumentar a quantidade dos dois gases). Abrir as 
torneiras que permite a entrada dos gases no tubo ao mesmo tempo.
Resultados:
Tempo de difusão em segundos..............................................................................
Distância percorrida pelo NH3................................................................................
Distância percorrida pelo HCl ................................................................................
Calcular a razão entre os pesos moleculares dos dois gases, usando as distâncias 
percorridas por eles no tubo.
Questões:
1 - O que se poderia esperar para o tempo em que o NH4 Cl se formará se a temperatura for 
muito maior à temperatura ambiente?
2 - Se a razão entre os pesos moleculares dos gases A e B for 2:1, qual a distância do anel 
de NH4 Cl para o terminal A?
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6a AULA PRÁTICA: EQUILÍBRIO QUÍMICO
I - OBJETIVOS
a) Conceituar estado de equilíbrio de uma reação química,
b) Comprovar experimentalmente o “Principio de Le Chatelier”
II - INTRODUÇÃO
A maior parte das reações químicas observadas em laboratório parecem ter-se completado, isto é, 
todos os reagentes parecem que se transformaram em produtos. Na realidade, as reações químicas 
são reversíveis. Conseqüentemente, haverá condições de concentração e temperatura sob as quais 
reagentes e produtos coexistem em equilíbrio. Por exemplo, consideremos a decomposição térmica 
do carbonato de cálcio:
CaCO3(S) F 0 A E CaO(S) + CO2(g) ( 1 )
Quando esta reação é realizada num recipiente aberto que permite a eliminação de CO2, há uma 
total conversão do CaCO3 em CaO. Por outro lado sabe-se que o CaO reage com CO2 , e se a 
pressão deste último for suficientemente alta, o óxido poderá ser inteiramente convertido em 
carbonato :
CaO(S) + CO2(g) F 0 A E CaCO3(S) ( 2 )
A reação (2) é o inverso da reação (1). Assim, devemos considerar as reações (1) e (2) 
como processos químicos reversíveis, que se indica com a seguinte notação:
CaCO3(S) CaO(S) + CO2(g) ( 3 )
Quando se tem CaCO3, puro num frasco fechado, ele começa a se decompor de acordo com 
a reação(1). À medida que o CO2 se acumula, sua pressão aumenta, e finalmente a reação (2) 
começa a ocorrer numa velocidade perceptível que aumenta à medida que se eleva a pressão de 
CO2. Por fim, as velocidades da reação de decomposição e da reação inversa tornam-se iguais, e a 
pressão do dióxido de carbono permanece constante. O sistema atingiu o equilíbrio. Esse 
fenômeno é conhecido como estado de equilíbrio.
O estado de equilíbrio é caracterizado por quatro aspectos importantes. A primeira 
característica do estado de equilíbrio é ser dinâmico - trata-se de uma situação permanente 
mantida pela igualdade das velocidades de duas reações químicas opostas. Isto é, quando o 
sistema formado por CaCO3 , CaO e CO2 atinge o equilíbrio com relação à reação ( 3 ), dizemos que 
o CaCO3 continua a ser convertido em CaO e CO2 e que o CO2 e o CaO continuam a formar CaCO3.
A segunda característica do equilíbrio é que o sistema caminha espontaneamente em 
direção a um estado de equilíbrio. Um sistema desloca-se do equilíbrio somente por uma 
perturbação externa. Há uma regra geral, denominada principio de Le Chatelier que é utilizada 
para analisar rapidamente o efeito das perturbações sobre os equilíbrios químicos. Segundo este 
princípio, se o estado de equilíbrio for perturbado por alguma mudança em seu ambiente tal como 
alteração na temperatura, na pressão ou na concentração das espécies químicas participantes, o 
sistema reagirá de modo a restaurar o equilíbrio. A terceira generalização sobre o equilíbrio é que a 
natureza e as propriedades de um estado de equilíbrio serão as mesmas independentemente de 
como ele tenha sido atingido. A quarta generalização é que a condição de um sistema em equilíbrio 
representa um meio termo entre duas tendências opostas: uma propensão das moléculas para 
assumir o estado de mais baixa energia e o impulso em direção ao caos molecular ou entropia 
máxima. 
A medida da extensão de uma reação química vem dada pelo valor da Constante de 
Equilíbrio, K.
Para uma reação cuja forma geral é:
aA + bB cC + dD
a expressão da constante de equilíbrio é dada por :
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K = [C]c[D]d / [A]a[C]c ( 4 )
Na expressão da constante de equilíbrio as concentrações dos produtos da reação, cada 
uma elevada a uma potência igual ao seu coeficiente estequiométrico, na reação química, 
aparecem no numerador e as concentrações dos reagentes, também elevadas aos seus 
coeficientes estequiométricos aparecem no denominador. Entretanto a equação (4) só é válida 
se estivermos tratando com substâncias que sejam gases ideais ou solutos que obedeçam a lei 
das soluções ideais. Deve-se observar que na expressão da constante de equilíbrio aparecem 
apenas as concentrações das substâncias que estão no estado gasoso ou em solução 
(concentração variável), enquanto que sólidos ou líquidos puros, cujas concentrações são 
“invariáveis” não aparecem na expressão da constante de equilíbrio. Também para substâncias 
no estado gasoso pode-se utilizar a pressão ao invés da concentração uma vez que estas duas 
variáveis são proporcionais. As expressões das constantes de equilíbrio para as reações:
CaCO3(S) CaO(S) + CO2(g)
e
Cu2F 0 2 B(aq) + Zn(S) Cu(S) + Zn2
São respectivamente:
K = [CO2] ou Kp = PCO2
e
K = [Zn2F 0 2 B ] F 0 2 F [Cu2F 0 2 B ]
III - PARTE EXPERIMENTAL
O trabalho experimental desta aula prática pretende mostrar o efeito da variação das 
concentrações das substâncias participantes da reação e da temperatura sobre o equilíbrio.
EXPERIMENTO I
1. Coloque duas gotas de solução de tiocianato de potássio (KSCN) em um tubo de ensaio;
2. Acrescente duas gotas de solução de nitrato férrico (Fe(NO 3 )2);
3. Adicione água destilada até quase encher o tubo de ensaio;
4. Utilizando outro tubo de ensaio, homogenize a solução passando a mesma de um tubo para 
o outro por 3 a 4 vezes;
5. Divida a solução em quatro partes iguais em tubos de ensaio de mesmo diâmetro e numere 
estes tubos;
6. Reserve o tubo nº 1 que será usado como referência (para comparar a intensidade da 
coloração)
7. Adicione 3 gotas de solução de tiocianato de potássio ao tubo nº 2 e observe a coloração. 
Compare com o tubo padrão (nº. 1)
8. Adicione 3 gotas de solução de nitrato férrico ao tubo nº 3 e observe a coloração. Compare 
com o tubo padrão
9. Adicione 6 gotas de solução de nitrato de potássio (KNO3) ao tubo nº 4. Observe a 
coloração e compare com o tubo padrão.
10. Procure explicar o que você observou usando a equação química representativa do 
experimento e o princípio de Le Chatelier.
EXPERIMENTO II
1. Coloque 1 mL de solução de cloreto de magnésio (MgCl2) 0,1 M em um tubo de ensaio.
2. Ao mesmo tubo de ensaio adicione 1 mL de solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,2 M; 
aguarde um pouco e observe o que se forma
3. Com uma espátula adicione um pouco de cloreto de amônio (NH4Cl) sólido ao tubo de 
ensaio. Observe o que ocorre.
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4. Procure explicar o que você observou usando a equação química representativa do 
experimento e o princípio de Le Chatelier.
EXPERIMENTO III
1. Coloque 1 mL de solução de nitrato de chumbo (Pb(NO3)2) 0,5 N em um tubo de ensaio;
2. Adicione 10 gotas de solução concentrada de cloreto de sódio (NaCl)
3. Adicione 5 mL de água destilada
4. Aqueça, o tubo de ensaio com a mistura, em banho-maria ( F 0 B 180 ºC) por cerca de 15 
minutos e observe o que ocorre.
5. Deixe o tubo de ensaio esfriar e observe o que ocorre.
6. Procure explicar o que você observou usando a equação química representativa do 
experimento e o princípio de Le Chatelier.
EXPERIMENTO IV
1. Coloque 10 gotas de cromato de potássio (K2CrO4) 0,1 M em um tubo de ensaio limpo. 
Acrescente 2 gotas de hidróxido de sódio 1 M. Acrescente, gota a gota, nitrato de bário 
(Ba(NO3)2) 0,1 M até perceber alguma alteração. Anote o resultado. Guarde este tubo de 
ensaio para a etapa 3.
2. Em outro tubo de ensaio limpo, adicione 10 gotas de dicromato de potássio (K2Cr2O7) 0,1 M. 
Acrescente 2 gotas de ácido clorídrico 1 M e, depois, 10 gotas de nitrato de bário 0,1 M. 
Observe o que ocorreu e anote o resultado. Guarde este tubo de ensaio para a etapa 4.
3. Anote suas observações a respeito das solubilidades relativas do cromato de bário 
(BaCrO4) e do dicromato de bário (BaCr2O7) de acordo com suas observações nas etapas (1) 
e (2).
4. Ao tubo de ensaio da etapa (1), acrescente, gota a gota, HCl 1 M até notar alguma 
alteração. Anote suas observações.
5. Ao tubo de ensaio da etapa (2) acrescente, gota a gota, NaOH 1 M até notar alguma 
modificação. Anote suas observações.
6. Sugira uma maneira de inverter as alterações observadas nas etapas (3) e (4). Discuta com 
seu professor e tente fazê-la.
7. Coloque 10 gotas de K2Cr2O7 0,1 M em um tubo de ensaio e a mesma quantidade de K2CrO4 
0,1 M em outro tubo de ensaio. Acrescente algumas gotas de Ba(NO3)2 0,1 M a cada um 
dos tubos de ensaio. Observe os resultados e anote-os.
Baseando-se em suas observações responda:
1. O que você pode concluir a respeito da reação 2 CrO42F 0 2 D(aq) F 0 A E Cr2O7 2F 0 2 D(aq) e da influência que 
os íons H F 0 2 B(aq) exercem sobre ela? Balanceie essa equação acrescentando-lhe, no lado 
adequado, o número correto de íons HF 0 2 B(aq) e de moléculas H2O.
2. O que você pode concluir a respeito da reação inversa Cr2O7 2F 0 2 D(aq) F 0 A E 2 CrO42F 0 2 D(aq) e da 
influência que os íons hidróxido, OHF0 2 D(aq) exercem sobre ela? Balanceie essa equação 
acrescentando, no lado adequado, o número correto de íons OHF 0 2 D(aq) e de moléculas H2O.
3. A partir do que observou na etapa (6), o que você pode concluir a respeito das 
concentrações relativas de equilíbrio do íon CrO42F 0 2 D(aq) nas soluções 0,1 M de K 2Cr2O7 e de 
K2CrO4 ?
4. Use as equações balanceadas obtidas nas perguntas 1 e 2 para explicar os resultados 
obtidos nas etapas ( 3 ), (4), e (5).
5. Recorrendo ao princípio de Le Chatelier, resuma os resultados obtidos a respeito do 
equilíbrio dos íons cromato e dicromato.
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7ª AULA PRÁTICA: ÁCIDOS E BASES
1. Objetivos:
O aluno, após a exposição desta unidade e executada a parte experimental, deverá ser 
capaz de:
1. Dados o nome ou a fórmula de um composto ou íon e, quando necessário, uma indicação 
de seu comportamento numa determinada reação, classificar a espécie como um ácido, uma base 
ou nenhum dos dois no sistema proposto por: Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis.
2. Identificar os membros de um par conjugado, de acordo com a definição de Bronsted-
Lowry.
3. Calcular o pH de uma solução aquosa:
a) De um ácido ou base forte, dados o nome ou a fórmula do soluto e sua concentração 
molar;
b) De um ácido ou base fraca, dados o nome ou a fórmula do composto e concentração 
“nominal” da solução, a constante de ionização ou o grau de dissociação do ácido ou da base 
envolvidos;
c) Estimar qualitativamente as forças relativas de oxiácidos e da constante de ionização 
sucessivas de ácidos politrópicos.
4. Conceituar indicador ácido-base.
5. Identificar o comportamento de ácidos e bases na presença de indicadores.
6. Comparar qualitativamente a força dos ácidos.
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2. Histórico:
A natureza dos ácidos e das bases é um problema no quais os químicos há muito tempo, 
tem dedicado atenção especial.
Boyle foi um dos primeiros a evidenciar as propriedades através das quais se podem 
reconhecer um ácido. Para o reconhecimento destas substâncias, o mesmo sugeriu que fossem 
adotados os seguintes critérios:
a) Ácidos dissolvem-se facilmente muitas substâncias;
b) Ácidos mudam a cor de alguns corantes extraídos de plantas (ex. tornassol);
c) Adição de bases a uma solução de uma substância ácida, resulta na perda das 
propriedades ácidas desta substância.
Lavoisier associou as características ácidas de uma substância com a presença do 
elemento oxigênio na molécula da substância. Este reconhecimento foi abandonado a partir do 
momento em que Davy (1:10), demonstrou que soluções aquosas ácidas(ex. HCl) não continham 
em suas moléculas o oxigênio. Isso fez com que, ao invés do oxigênio como elemento essencial dos 
ácidos, fosse considerado o hidrogênio.
Dentre as várias teorias desenvolvidas em torno do assunto, destacam-se as teorias 
propostas por Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis.
3. Teoria de Arrhenius:
A teoria de ionização desenvolvida por Arrhenius, levou o mesmo a definir um ácido como 
sendo um composto capaz de liberar, em solução aquosa, um próton e uma base, como sendo 
capaz de liberar um íon hidróxido.
Exemplos de ácidos e bases segundo a teoria de Arrhenius:
Ácidos Bases
Restrições feitas à Teoria de Arrhenius:
1º - Compostos derivados da piridina(C5 H5 N), apesar de não apresentarem em suas 
moléculas o íon hidróxido(OH-), apresentavam forte caráter básico;
2º - Não conseguiu explicar a neutralização dos ácidos em solventes não aquosos.
Isto levou os químicos a discordarem dessa teoria e a buscarem explicações mais profundas 
a respeito da natureza dos ácidos e das bases.
4. Teoria de Bronsted-Lowry:
Com o objetivo de aprofundar a explicação para a natureza de ácidos e bases, Bronsted - 
Lowry formularam o seguinte conceito: Um ácido é uma espécie capaz de receber um próton.
Exemplos de ácidos e bases segundo a teoria de Bronsted - Lowry:
Méritos atribuídos ao conceito de Bronsted - Lowry
1º - Desvinculou as definições de ácidos e bases de um determinado solvente;
2º - Ampliou a aplicação dos termos a qualquer espécie, seja ela molecular ou iônica;
3º - Quando o solvente é a água, pesquisas realizadas com cristais de ácidos perclórico 
hidratado (HClO4. H2O), demonstraram a inexistência de prótons livres em solução. A explicação 
para este fato é que o próton do ácido é transferido para a molécula do solvente, formando íon 
hidroxônio (H3O+), que representa um íon solvatado. Este raciocínio foi estendido a qualquer 
solvente. Logo, é mais realista não pensar em termos de uma dissociação (Arrhenius), mas sim, em 
termos de uma transferência do próton do ácido para o solvente. Conseqüentemente, o solvente 
por ter capacidade de receber próton, possui natureza básica. Isto sugere que um ácido somente 
pode agir como tal quando está em presença de uma espécie que pode receber o seu próton 
liberado.
A liberação de um próton por um ácido e a recepção deste por uma base, é ilustrada por:
Análise do primeiro exemplo dado:
O ácido fluorídrico (HF) ,ao liberar seu próton, forma o íon fluoreto (F-), que apresenta forte 
tendência em receber o próton de volta e, como tal, é uma base. Uma vez que a base difere do 
ácido apenas por um próton, os mesmos foram chamados por Bronsted de par conjugado Ácido 
- Base.
Se o ácido é forte, isso é devido à baixa tendência de sua base conjugada em receber o 
próton de volta, sendo, portanto, uma base fraca.
De modo inverso, temos: se o ácido é fraco, isso é devido a forte tendência de sua base 
conjugada em receber o próton de volta, sendo, portanto, uma base forte.
Obs. No estudo a ser desenvolvido por nós, a fim de não complicarmos as equações, 
usaremos ao invés do íon H3O+ (resultante da recepção do próton pelo solvente), o próton livre.
5. Teoria de Lewis:
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Um estudo acurado do conceito de ácido base desenvolvido por Bronsted-Lowry, feito por 
Lewis, mostrou que esse conceito mantinha vinculado a presença do próton às espécies. 
Como explicar o comportamento ácido-base de algumas substâncias químicas que não 
apresentavam em suas moléculas o responsável por essa espécie?
Isto levou Lewis a considerar alguns critérios experimentais para formular um conceito mais 
profundo para ácidos e bases.
Segundo a experiência, temos:
a) Neutralização: os ácidos e as bases interagem entre si, neutralizando-se;
b) Influência sobre indicadores: os ácidos e as bases mudam a cor de indicadores, 
mudança esta independente do solvente;
c) Deslocamento: os ácidos e as bases podem ser classificados de acordo com a sua 
força, baseando-se no fato de que o ácido mais forte desloca o mais fraco de seu respectivo sal. O 
mesmo raciocínio pode ser aplicado às bases. 
d) Atividade catalítica: os ácidos e as bases freqüentemente têm ação catalítica.
Lewis definiu um ácido como sendo um receptor de um par de elétrons e uma base, como 
sendo um doador de um par de elétrons.
Exemplos de ácidos e bases, segundo o conceito de Lewis:
 
Obs. Todos os ácidos de Bronsted-Lowry são ácidos de Lewis, mas nem todos os ácidos de 
Lewis são ácidos de Bronsted-Lowry.
6. Auto-Ionização da Água:
Seja a equação: 
Percebe-se que a mesma amostra de água pura fornece quantidades iguais de prótons e 
íonshidróxidos. As quantidades de H+ e OH- resultantes da auto ionização da água, apesar de 
pequenas mensuráveis, a constante de equilíbrio de acordo com a lei de Guldberg-Waage, é dada 
por:
Onde [H2O] representa a concentração molar da água não ionizada.
O valor da constante mostra que a água existe quase que exclusivamente na forma 
molecular. Sabendo que um litro de água a 25ºC pesa 997g e que um mol de água equivale a 
18,0g, a molaridade de um litro de água é 55,4M. Substituindo este valor na expressão da 
constante de equilíbrio, temos:
 (a 25ºC); onde KW é denominado produto iônico da água e seu valor é função de T, pH e 
pOH.
Em soluções empregadas no laboratório, a concentração molar do íon hidrogênio é 
freqüentemente pequena. Uma maneira simples de representar essa concentração é através do pH, 
definido como segue:
De modo análogo, definiremos o pOH:
Relação entre pH e pOH:
Seja, ; logaritimando esta expressão, temos:
, multiplicando-se por (-1), fica:
Agora, utilizando as equações de definição de pH e pOH, temos: pH + pOH = 14
7. Escala de pH:
Quando a água ioniza-se, produz quantidades iguais de H+ e OH-, isso significa 
que: .Substituindo esta condição na expressão do produto iônico , temos: e, conseqüentemente ou 
então, no caso do íon OH- , [OH-] = 10 -7 ; substituindo o valor da concentração de H+ na definição de 
pH, teremos para a água pura: pH =7.
A ordenação dos valores de pH é chamada escala de pH; soluções nas quais:
[H+] F 0 3 E [OH -], são ditas soluções ácidas; pH F 0 3 C 7.
[H+] = [OH-], são ditas soluções neutras; pH = 7.
[H+] F 0 3 C [OH -], são ditas soluções alcalinas; pH F 0 3 E 7.
Abaixo, temos ilustrada a escala de pH, bem como o pH aproximado de alguns líquidos:
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14
12
Amoníaco de uso doméstico
BÁSICO
10
8
Sangue
NEUTRO 7
Urina
6
Suco de laranja
ÁCIDO 4
Suco de limão
2
Suco gástrico
0
8. Grau de Ionização (F 0 6 1)
Definimos o grau de ionização de uma substância como sendo: 
Ácido Forte e Base Forte:
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Definimos um ácido forte ou uma base forte, como sendo aquele ou aquela que, em 
solução, apresenta um alto grau de ionização.
A medida quantitativa da força de um ácido ou de uma base; é a sua constante de 
ionização (k).
Ácido Fraco e Base Fraca:
Definimos um ácido ou uma base fraca, como sendo aquele ou aquela que, em solução 
aquosa, tem um baixo grau de ionização.
Seja a ionização dada a seguir: , aplicando a lei de Guldberg-Waage, temos para a 
constante de ionização de um ácido fraco:
 
E, para a ionização de uma base fraca, temos: 
Obs. Podemos relacionar ou com o grau de ionização, através da fórmula:
Bastando observar o seguinte: 
Fazendo-se as devidas substituições, chega-se a fórmula: , onde:
C: concentração molar do ácido (ou da base) em questão;
F 0 B 5: constante de ionização (do ácido ou da base)
k: constante de equilíbrio (Ka ou Kb)
EXERCÍCIOS PROPOSTOS
O1 - Calcule o pH e o POH de:
a) HClO4 0,1M R= a)1 e 13
b) HClO4 0,020M b) 1,70 e 12,30
c) NaOH 0,050M c) 1,30 e 12,70
d) Ba(OH)2 0,0020M d) 11,60 e 2,4
02 - Qual o pH de uma solução de ácido hipocloroso (HClO) 0,020M; dado: Ka = 3,2x10 -8 R 
=4,60
03 - Qual o pOH de uma solução de ácido fluorídrico 0,05M? dado: Ka = 6,9 x 10-14 R = 6,77
04 - Qual o pH de uma solução de amoníaco (NH3) 0,05M? dado Kb = 1,8 x 10-5 R = 11,48
05 - Qual a normalidade de uma solução de HCl, sabendo-se que são necessários 32,46 mL da 
mesma solução para neutralizar 14,26 mL de NaOH 0,271N. R = 0,119N
06 - 0,5560g de óxido de cálcio impuro foram neutralizados exatamente por 17,85 mL de HCl 
1,030N. Qual a percentagem de pureza CaO? R = 92,6%
07 - Que volume de água destilada devemos adicionar a 200 mL de solução 2M de H2SO4 de modo 
que, 20 mL da solução resultante seja totalmente neutralizado por 25 mL de solução 0,2N de 
NaOH? R = 3000 mL ou 3 litros
08 - Calcule a concentração do íon hidrogênio de uma solução que tem pH 4,25. R = 5,6 x 
10-5
09 - Calcule o Ka do HCN, sabendo que o pH de uma solução 0,04M de HCN é 5,20. R = 1,0 x 
10-9
10 - Calcule o Ka para as soluções dos seguintes ácidos, tendo os seguintes valores de pH:
a) HCOOH 0,48M; pH = 2 R = 2,1 x 10-4
b) C6H5OH 1,0M; pH = 5 R = 1,0 x 10-10
c) CH3COOH 0,3M; pH = 2,35 R = 6,7 x 10-5 
11 - Qual o valor de Ka para o HCN, sabendo-se que o HCN em solução 0,1M esta 0,006% ionizado. 
R = 3,6 x 10-10
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a) Materiais e Reagentes
- Tubos de ensaio - Estantes para tubos de ensaio
- Becker de 250mL - Pinça metálica
- Espátula - Funil comum
- Solução de fenolftaleína - Solução de metilorange
- Solução de hidróxido de sódio 1N: NaOH - Solução de hidróxido de amônio 1N: NH4OH
- Solução de ácido clorídrico 1N: HCl - Solução de ácido fosfórico 1N: H3PO4
- Solução de ácido sulfúrico 1N: H2SO4 - Solução de ácido acético 1N: CH3COOH
- Solução de ácido oxálico 1N: H2C2O4 - Papel tornassol azul e vermelho
- Magnésio em fita ou em fio - Óxidos de bário (BaO) ou de cálcio(CaO)
- Sódio metálico ou potássio metálico - Anidrido fosfórico: P2O5
- Solução de NaOH 1N padronizada - Vinagre comercial
- Pipeta volumétrica de 25mL - Bureta de 25mL
 
 II - PROCEDIMENTO
1. Experiência 1 (comportamento de ácido e bases em presença de indicadores)
1.1 - Numerar seis tubos de ensaio e colocá-los numa estante para tubos de ensaio, de 
acordo com a ordem da tabela 1.
1.2 - Adicionar cerca de 2 mL de cada uma das soluções ácidas ou básicas, de acordo com 
a ordem da tabela 1.
1.3 - Mergulhar a ponta do papel de tornassol azul nos tubos 1 e 2. Anotar na tabela.
1.4 - Mergulhar a ponta do papel de tornassol vermelho nos tubos 1 e 2. Anotar na tabela.
1.5 - Colocar 4 gotas dos respectivos indicadores nos tubos 3,4,5 e 6.Anotar na tabela.
TABELA 1
TUBOS SOLUÇÃO INDICADOR COLORAÇÃO
1 NaOH
Papel de tornassol - azul
Papel de tornassol - vermelho
2 HNO3
Papel de tornassol - azul
Papel de tornassol - vermelho
3 CH3COOH Metilorange
4 NH4OH Metilorange
5 H2SO4 Fenolftaleína
6 NaOH Fenolftaleína
2 - EXPERIÊNCIA II 
2.1 - Colocar com uma ponta de espátula uma pequena quantidade de óxido de bário ou 
óxido de cálcio em um tubo de ensaio.
2.2 - Acrescentar 4 mL de água destilada.Agitar e filtrar.
2.3 - Adicionar 4 gotas de fenolftaleína após filtrado, agitar. Observar.
Escrever a equação da reação entre óxido de bário e água.
2.4 - Colocar 2 mL de água destilada em um tubo de ensaio.
2.5 - Adicionar pequena quantidade de anidrido fosfórico. Agitar
SERVIÇO PÚBLICO FEDERAL
UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E NATURAIS
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2.6 - Adicionar 4 gotas de metilorange. Observar.
Escrever a equação da reação entre o anidrido fosfórico e a água. 
Experiência demonstrativa
2.7 - Colocar cerca de 300 mL de água destilada em um becker de 600 mL.
2.8 - Adicionar 4 gotas de fenolftaleína. Observar
2.9 - Com auxílio de uma pinça metálica, acrescentar pequeno pedaço de sódio metálico 
(queima com chama amarela)