Roteiros aulas práticas QUI 037_bbeab766891dab1b8996f9b97b9fce6e

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UNIVERSIDADE FEDERAL DA BAHIA 
INSTITUTO DE QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 AUTORIA: Adelaide Viveiros, Cláudia Martins, Fernando Alves, José Petronílio Cedraz e Soraia Lôbo 
 
 REVISÃO E ATUALIZAÇÃO: Adelaide Viveiros e Petronílio Cedraz 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SALVADOR – Bahia 
2019 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA 
QUI-037: QUÍMICA GERAL 
Manual de aulas práticas 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DA BAHIA 
INSTITUTO DE QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SALVADOR – Bahia 
2019 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA 
QUI-037: QUÍMICA GERAL 
AULA PRÁTICA: Segurança no laboratório de Química 
 
Segurança no Laboratório de Química 
 
Objetivos 
(a) Saber o que é um laboratório de Química. 
(b) Entender a importância das regras básicas de segurança num laboratório de Química. 
(c) Saber os usos de alguns EPI. 
(d) Conhecer os tipos de extintores de incêndio. 
(e) Consultar manuais informativos de produtos químicos. 
 
Você sabe o que é um laboratório de Química? 
 
Laboratório de Química é um lugar onde se manipula produtos químicos. Essa manipulação deve 
ser feita com bastante cuidado, pois é um trabalho sério e que requer sempre uma atenção muito 
especial. 
O Laboratório de Química deve oferecer os requisitos básicos de segurança para que os 
experimentos possam ser realizados com o mínimo de riscos para as pessoas que nele trabalham. 
Alguns desses requisitos básicos de segurança já devem ser incluídos na montagem do laboratório 
como, por exemplo, tipo de piso, material de revestimento das paredes, localização de portas e 
janelas, posição e tipo de material das bancadas. 
 
1. Observe, no laboratório onde você vai trabalhar, piso, parede, portas, janelas e bancadas. Discuta 
com seu grupo o que você acha que está certo, errado ou faltando. Apresente sugestões. 
2. Localize, no laboratório onde você vai trabalhar, o chuveiro, lavador de olhos, extintor de incêndio 
e capela. 
3. Verifique como o chuveiro e a capela funcionam. De que material é feita a capela? 
4. Existe mais de um tipo de extintor de incêndio? Identifique-o(s). 
 
Num Laboratório de Química deve-se visualizar uma área chamada área quente. Esta é a parte da sala onde estão localizados as 
capelas, muflas, estufas, mantas de aquecimento, maçaricos e bicos de Bunsen. 
5. Localize a área quente no laboratório onde você vai trabalhar e relacione os materiais nela 
existentes. 
6. Observe novamente todo o laboratório onde você vai trabalhar. Cheque as suas anotações sobre o 
que lhe foi pedido para observar, verificar, localizar e identificar. Discuta-as com seu grupo e faça 
um pequeno relato (escrito ou oral) sobre os requisitos básicos de segurança existentes no 
laboratório. 
 
Por que é importante observar as regras de segurança? 
 
Infelizmente, a ocorrência de acidentes no laboratório não é tão rara como pode parecer. Por 
isso é importante lembrar que os acidentes não ocorrem, eles são causados! As causas dos acidentes são 
apenas duas: ato inseguro e/ou condição insegura. 
O ato inseguro é a violação de um procedimento aceito como seguro. Exemplos: 
✓ Fumar no laboratório; 
✓ Levantar peso excessivo; 
✓ Trabalhar sob efeito de bebida alcoólica, substância excitante ou entorpecente; 
✓ Não usar o equipamento de proteção; 
✓ Trabalhar com vestes inadequadas, cabelos soltos, anéis, colares etc. 
✓ Correr no local de trabalho; 
✓ Limpar, lubrificar ou consertar máquinas em movimento. 
 
7. Discuta, com seu grupo, como cada um dos exemplos de ato inseguro citados pode causar acidentes 
num laboratório de Química. Tente lembrar de outro(s) ato(s) inseguro(s) e cite-o(s). 
 
O que leva uma pessoa a praticar um ato inseguro é sempre um fator pessoal de insegurança como, 
por exemplo, inexperiência no serviço, vício com substâncias excitantes ou entorpecentes, 
compleição inadequada ao serviço, visão defeituosa, fadiga, exibicionismo etc. 
 
8. Você sabe o que é “compleição inadequada ao serviço”? Se não, procure verificar e explique. 
 
A outra causa de acidentes –condição insegura – é uma deficiência, um defeito ou uma 
irregularidade técnica existente no local de trabalho, na máquina, no equipamento ou na instalação. 
Exemplos: 
✓ Iluminação deficiente ou inexistente; 
✓ Ventilação excessiva ou deficiente; 
✓ Excesso de ruído ou vibração; 
✓ Instalações elétricas defeituosas; 
✓ Falta de ordem e de limpeza; 
✓ Piso escorregadio, com saliências ou desníveis. 
 
9. Discuta, com o grupo, como cada um dos exemplos decondição insegura citados pode provocar um 
acidente num laboratório de química. 
 
O que é EPI? 
 
Um dos meios de evitar riscos de acidentes é proteger a pessoa com equipamentos de proteção 
individual – EPI. Os EPIs são empregados quando todos os outros meios de proteção não são aplicáveis. 
Os EPI devem ser usados nas seguintes situações: 
✓ A pessoa se expõe diretamente a fatores agressivos que não são controláveis por outros meios 
técnicos de segurança. 
✓ A pessoa se expõe aos riscos controlados, apenas em parte, por outros recursos técnicos. 
✓ Em caso de emergência, quando a rotina do trabalho é quebrada por qualquer anormalidade. 
✓ Provisoriamente, em período de instalação, reparos ou substituição dos meios que impedem o 
contato da pessoa com o produto ou objeto agressivo. 
 
Discuta e responda: 
Quais devem ser os EPIs? Liste alguns deles e discuta seus usos no laboratório de química. 
 
E se acontecer um incêndio? 
 
Todas as instalações de um laboratório de química apresentam riscos de incêndio que não são 
encontrados em outros locais. Deve-se, pois, estar sempre preparado para esse tipo de evento. 
O que é o fogo?Fogo é o resultado de uma reação química em que materiais combustíveis se 
combinam com um oxidante, produzindo luz e calor. Para existir fogo é necessária a presença de três 
elementos: 
▪ Combustível: o material que se oxida, que queima e se transforma. 
▪ Comburente: é o elemento oxidante, quase sempre o oxigênio. É importante lembrar que o 
gás oxigênio é um componente natural do ar atmosférico. 
▪ Calor: energia que deve ser cedida aos reagentes – combustível e comburente – para dar 
início a combustão e fazer começar o fogo. 
 
10. Cite algumas possíveis fontes de calor num laboratório de Química. 
11. Desenhe um triângulo equilátero representando, em cada aresta, um dos elementos essenciais ao 
fogo. 
 
Os elementos essenciais ao fogo podem ser representados por três pontos que, se ligados, 
formarão o que se chama de triângulo do fogo. 
12. Analise o triângulo do fogo que você desenhou e discuta o que deve ser feito para apagar o fogo. 
 
Certas substâncias sólidas, líquidas ou gasosas são consideradas agentes extintores e são 
utilizadas quer abafando o incêndio, resfriando-o ou empregando os dois processos ao mesmo tempo. 
Para facilitar o combate aos incêndios e empregar os agentes extintores adequados, costuma-se dividir os incêndios em quatro 
classes: 
Classe A: o material combustível é sólido. Ex: papel, madeira, tecido, fibras etc. 
Classe B: o combustível é gás ou líquido inflamável. Ex: GLP, gasolina, álcool, éter etc. 
Classe C: incêndios que envolvem equipamento elétrico energizado, isto é, ligado. 
Classe D: fogo envolvendo materiais pirofóricos, isto é, que se inflamam espontaneamente. Ex: 
magnésio, potássio, alumínio em pó etc. 
13. Classifique como A, B, C ou D, os incêndios nos seguintes materiais: 
(a) Plástico; (b) Algodão; (c) Etanol; (d) Tomada elétrica; (e) Sódio metálico 
 
Para apagar o fogo em material combustível sólido, fogo Classe A, a melhor escolha está na 
retirada do calor, ou seja, diminuir a temperatura até que ela fique abaixo da temperatura de combustão. 
Esse ponto varia de material para material. 
14. O que é temperatura de combustão? 
15. Por quese usa extintor de água para apagar o fogo Classe A? 
 
Pode-se também apagar o fogo Classe A com extintores de gás carbônico ou pó químico. 
16. Sabendo que o gás carbônico é mais denso que o ar, diga como os extintores de CO2 apagam o fogo. 
Para apagar o fogo Classe B, basta retirar o oxigênio. 
17. Dá para usar extintor de gás carbônico para apagar fogo Classe B? Explique. 
 
Pós químicos usados como agentes extintores são: talco, sulfato de alumínio, 
hidrogenocarbonato de sódio. Eles atuam impedindo o contato do oxigênio do ar com o material que 
está queimando. 
18. Explique como atua os extintores de pó químico nos incêndios Classe C? Por que não se usa água 
neste tipo de incêndio? 
 
Para a extinção de fogo em metais pirofóricos, existem pós especiais que formam camadas 
protetoras e impedem a continuação da chama. A limalha de ferro fundido se presta ao combate deste 
tipo de fogo. 
 
Atitudes perante um princípio de incêndio 
✓ A calma é a condição fundamental. Procure agir sempre com a cabeça fria, mantendo seus 
reflexos ativos. 
✓ Verifique a origem do incêndio. 
✓ Use o extintor de incêndio apropriado. 
✓ No início, o fogo pode ser dominado por abafamento com cobertores, terra ou areia. 
✓ Caso pegue fogo em sua roupa, não tente correr; enrole-se em cobertor, tapete, tecido que não 
seja sintético. 
✓ Não havendo possibilidade de dominar o fogo, comunique o fato ao Corpo de Bombeiros, fornecendo as seguintes informações: 
(a) Características do incêndio; 
(b) Localização do sinistro; 
(c) Tipo de material que está queimando. 
Lembre-se: i) O incêndio existe onde a prevenção falha! 
ii) Sua ação nos cinco primeiros minutos é decisiva! 
 
O que você sabe sobre esse produto químico? 
 
Se você vai trabalhar num laboratório de química, fazer qualquer experimento, você vai 
manusear com produtos químicos. Desse modo, é importante saber o máximo de informações sobre os 
possíveis materiais com os quais você vai lidar. 
Antes de realizar qualquer atividade no laboratório, procure relacionar os produtos envolvidos 
no experimento a ser feito. A seguir, através dos manuais específicos, identifique o número do guia de 
cada produto. Ao consultar a guia, você vai encontrar importantes informações sobre: 
▪ Riscos potenciais de fogo, explosão e para a saúde. 
▪ Ação de emergência no caso de incêndios, derramamento ou vazamento e primeiros 
socorros. 
 
Escolha um produto químico qualquer. Procure o número do guia desse produto no manual 
existente no laboratório, leia as informações dadas nesse guia, discuta-as com seu grupo e 
prepare-se para apresentá-las de modo resumido e claro para os seus colegas. 
 
Bibliografia consultada 
 
MONTEIRO, W.C. DO R. ET ALLI, SENAI-SP. DRD. “Transporte rodoviário deprodutos perigosos. 
Prevenção de incêndios e legislação”. 3a ed. São Paulo, 1993. 
ODDONE, G.C., VIEIRA, L.O. E PAIVA, A.D., “Guia de prevenção deacidentes em laboratório”. Rio de Janeiro, 
Centro de Pesquisas e Desenvolvimento Leopoldo A. M. de Mello - Divisão de Química, 1980. 
OLIVEIRA, W.P.“Manual de Segurança em Laboratórios”, São Paulo, Prolab Cursos Ltda. 
Pró Química –ABIQUIM, “Manual para atendimento de emergências comprodutos perigosos”, São Paulo, 
1994. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DA BAHIA 
INSTITUTO DE QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SALVADOR – Bahia 
2019 
 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA 
QUI-037: QUÍMICA GERAL 
AULA PRÁTICA: Filtração e destilação – separando 
componentes de misturas 
Filtração e Destilação: 
dois métodos simples de separar componentes de misturas 
 
Objetivos 
 
(a) Compreender as técnicas de filtração e destilação. 
(b) Conhecer os equipamentos básicos usados nessas técnicas. 
(c) Efetuar a filtração e a destilação simples para separar um sólido de um líquido. 
 
O que é filtrar? 
 
Filtração, um método que pode ser usado para separar partículas sólidas de um líquido, é uma 
das operações mais comuns num laboratório de química. A filtração é efetuada passando-se a mistura 
através de um material poroso que retém as partículas do sólido. O material poroso pode ser papel de 
filtro, algodão, tecido, vidro sinterizado, porcelana porosa, fibras de vidro ou amianto etc. O mais usado 
no laboratório é o papel de filtro. 
1. Qual é o material poroso usado nos filtros de água nas residências? E para coar café? 
2. Identifique, no laboratório, um filtro cujo material poroso seja o vidro sinterizado. 
3. Analise os tipos de papel de filtro existentes no laboratório e cite algumas diferenças entre eles. 
 
Na filtração, o líquido, chamado filtrado, passa através do material poroso e, o sólido, 
denominado precipitado, fica retido. Assim, a escolha do papel de filtro depende do tamanho e da 
natureza das partículas do sólido. 
A passagem do líquido através do material poroso pode ser efetuada de dois modos: 
 i) Por ação da gravidade: filtração simples. 
 ii) Por redução da pressão: filtração por sucção ou a vácuo. 
 
As FIGURAS 1 e 2 representam, respectivamente, as aparelhagens para filtrações simples e a 
vácuo. Após analisar essas figuras, realize as atividades citadas a seguir: 
i) Identificar, no laboratório, o material usado nas aparelhagens representadas nessas FIGURAS. 
Citar o nome de cada um deles. Se necessário, pedir ajuda ao professor. 
ii) Separar o material e montar o equipamento para fazer uma filtração simples. ATENÇÃO: Dobrar 
o papel conforme mostra a FIGURA 3. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 FIGURA 1 – FILTRAÇÃO SIMPLES FIGURA 2 – FILTRAÇÃO A VÁCUO* 
 
*BOMBA DE VÁCUO! 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
FIGURA 3 – COMO DOBRAR O PAPEL DE FILTRO PARA A FILTRAÇÃO SIMPLES 
 
 
Filtração simples ou a vácuo? 
 
Pode-se separar um sólido de um líquido fazendo-se uma filtração simples ou a vácuo. Os 
equipamentos usados em cada processo são diferentes, mas eles apresentam um ponto comum: o 
material poroso e o funil. 
4. Observe e compare o funil usado na filtração simples com aquele usado na filtração a vácuo. 
 
Para decidir entre um e outro tipo de filtração deve-se levar em conta alguns aspectos tais como: 
tipo de sólido, volatilidade do solvente, quantidade de sólido e de líquido, finalidade do processo, entre 
outros. 
5. Adicione cloreto de sódio sólido a um béquer contendo 20mL de água da torneira, até obter um 
sistema heterogêneo. Observe seu sistema e diga por que ele é heterogêneo. 
6. Identifique e nomeie, no sistema acima, a fase sólida e a fase líquida. 
7. Água da torneira é uma substância pura ou uma mistura? Por quê? 
 
Para separar o cloreto de sódio sólido da solução saturada desse sal em água, pode-se fazer uma 
filtração simples. Para isso, utiliza-se um funil ao qual foi adaptado um papel de filtro, devidamente 
dobrado conforme apresentado na FIGURA 3. Inicialmente, umedece-se o papel com uma pequena 
quantidade do solvente com que se está trabalhando. Efetua-se a filtração conforme técnica indicada na 
FIGURA 4, tomando-se o cuidado de não encher o filtro até a borda. *Quando necessário, os últimos 
traços do sólido são transferidos para o papel de filtro com o auxílio de jatos de solvente, utilizando 
uma pisseta. *Depois, lava-se o sólido com pequenas porções do solvente. 
*Essas etapas não são necessárias nesse experimento, pois o cloreto de sódio é solúvel em 
água. 
 
 
 
EXPERIMENTO 1 
Usar o equipamento, montado de acordo com a FIGURA 1, para separar os componentes do sistema 
heterogêneo obtido por adição de cloreto de sódio à água. Antes, porém, observar a técnica da filtração 
apresentada na FIGURA 4. Lembrar: a etapa 3, apresentada nessa figura, não será realizada conforme 
informado acima! 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
FIGURA 4 – OPERAÇÃO DE FILTRAÇÃO SIMPLES 
 
8. Por que, ao se fazer a filtração,não se deve encher o filtro até a borda? 
9. Discuta com seu grupo os seguintes pontos: 
i) Solução saturada é uma mistura homogênea. 
ii) Solução saturada, junto com excesso do soluto sólido, forma um sistema heterogêneo. 
iii) Cloreto de sódio é uma substância pura. 
iv) Água da torneira é uma mistura. 
v) É possível separar o cloreto de sódio da água, na solução saturada, por filtração simples? E por 
filtração a vácuo? Justifique suas respostas. 
 
Como separar componentes de uma mistura homogênea líquida? 
 
Para separar os componentes de uma mistura homogênea líquida pode-se fazer uma destilação. 
Esse método é usado para separar um componente volátil de um outro não-volátil ou menos volátil. A 
separação por destilação baseia-se na diferença entre os pontos de ebulição dos componentes da 
mistura. 
• O que você entende por “material volátil”? Se necessário, consulte o dicionário. 
• Qual é a relação entre volatilidade e ponto de ebulição? Explique. 
 
A FIGURA 5 apresenta um esquema da aparelhagem para fazer a destilação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
FIGURA 5 – ESQUEMA DE UM EQUIPAMENTO PARA DESTILAÇÃO SIMPLES 
 
10. Identifique, no laboratório, o material usado na aparelhagem para destilação simples. Com a 
ajuda do professor, nomeie cada um deles. 
 
Detalhes importantes que devem ser observados na montagem do aparelho para destilação 
simples são: a posição do bulbo do termômetro e o modo de circulação da água no condensador. 
 
11. Descreva o condensador usado para destilação simples. 
12. Identifique, no laboratório, outros tipos de condensadores e compare-os com aquele apresentado 
na FIGURA 5. 
13. Discuta, com a ajuda do professor, a posição do bulbo do termômetro e o modo de circulação da 
água no condensador. 
 
Para se efetuar a destilação, faz-se o aquecimento da mistura líquida. É importante observar 
que, para se evitar uma ebulição turbulenta, deve-se colocar pequenos pedaços de porcelana porosa no 
balão que contém o líquido. Assim que a mistura líquida entra em ebulição, formam-se vapores do 
componente mais volátil, os quais saem pelo tubo lateral do balão. Os vapores são condensados no 
condensador e o líquido purificado é coletado num recipiente. 
 
EXPERIMENTO 2 
Fazer a separação dos componentes da solução saturada de cloreto de sódio, que você preparou 
anteriormente. Colocar um pouco de corante na solução antes de destilar e observar a cor do destilado. 
Discutir o que você observou. 
 
 
 
 
Use o que você sabe sobre classificação e propriedades da matéria, para explicar os seguintes 
pontos: 
i) Água destilada é uma substância pura. 
ii) Água com cloreto de sódio dissolvido é uma mistura. 
iii) A temperatura de ebulição da mistura líquida aumenta durante todo o processo de destilação. 
 
 
Bibliografia Consultada 
 
D’AURIA, J.M., GILCHRIST, A. B. E JOHNSTONE, J. J. “Chemistry and the Environment: A Laboratory 
Experience”. USA: W. B. Saunders Company, 1973. p. 33-39. 
 
FELICÍSSIMO, A.M.P. ET ALLI. “Experiências de Química: técnicas e conceitos básicos: PEQ-Projetos de 
Ensino de Química. São Paulo: Ed. Moderna, Ed. da Universidade de São Paulo, 1979. p. 23-25. 
 
TELLEFSEN, R.L. ET ALLI. “Laboratory Manual Chemistry: experimental foundations”. New Jersey: 
Prentice-Hall, Inc., Englewood Cliffs, 1970. p. 127-128. 
 
 
 
 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DA BAHIA 
INSTITUTO DE QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA 
QUI-037: QUÍMICA GERAL 
AULA PRÁTICA: Poder oxidante e redutor 
 
 
 
 
 
 
SALVADOR – Bahia 
2009 
 
Por que alguns elementos são oxidantes e outros são redutores? 
 
 
Objetivos: 
a. Identificar reações de oxirredução; 
b. Entender a relação entre energia de ionização e poder redutor de um elemento; 
c. Entender a relação entre afinidade eletrônica e poder oxidante de um elemento. 
 
 
 
O que são reações de oxirredução? 
 
Reação redox ou de oxidação–redução ou de oxirredução é um tipo de reação na qual 
elétron(s) é (são) transferido(s) de um elemento para outro. A espécie que contém o elemento que 
perde elétrons é oxidada e aquela que ganha elétrons, é reduzida. O termo oxidação refere-se à 
perda de um ou mais elétrons (aumento de carga positiva em relação à negativa) por um átomo, e o 
termo redução, ao ganho de elétrons (diminuição de carga positiva em relação à negativa). 
As propriedades químicas de um elemento e, portanto, a perda e ganho de elétrons, dependem 
da estrutura eletrônica do átomo. A periodicidade das configurações eletrônicas dos níveis mais 
externos dos átomos induz uma periodicidade nas propriedades químicas, pois são os elétrons mais 
externos que interagem numa reação química. As distribuições eletrônicas num grupo são similares, 
mas diferentes daquelas num período. 
 
1. Faça a distribuições eletrônicas para os seguintes conjuntos de elementos e discuta, para 
cada conjunto, as diferenças e as semelhanças. 
✓ Li, Na e K 
✓ Be, Mg e Ca 
✓ F, Cℓ e Br 
 
 
2. Compare as configurações eletrônicas do Na, Mg e Cℓ. 
 
Por que SÓDIO e MAGNÉSIO são bons agentes redutores? 
 
Os elementos dos grupos 1 (Li – Cs) e 2 (Be – Ba) da tabela periódica são todos metais. 
A força redutora dessas espécies, ou seja, a capacidade destes metais atuarem como agente 
redutor deve ser avaliada analisando as energias envolvidas no processo, cujas etapas estão 
representadas no ciclo a seguir, onde M = elemento do grupo 1 ou 2. 
 
 
M(s) 
(I) Calor de 
sublimação 
M(g)
 
 
 
 
 
Mn+(aq) + n e− 
 
 
 
(III) Calor de 
hidratação 
(II) Energia 
de ionização 
 
 
Mn+(g) + n e− 
 
 
3. Identifique, no ciclo anterior, a etapa global que corresponde ao processo de oxidação do 
metal M(s) e represente-a através de uma equação química. 
 
As etapas destacadas no ciclo acima, podem ser representadas da seguinte forma: 
 
 
M(s) + energia → M(s) (I) 
M(g) + energia → Mn+(g) (II) 
Mn+(g) + água → Mn+(aq) + energia (III) 
 
 
4. Analise as etapas representadas acima e discuta a relação entre o poder redutor do metal 
e a energia de ionização? 
 
Observe que a etapa global de formação dos íons Mn+(aq) corresponde a soma das outras etapas. 
 
 
5. Escreva, então, uma equação que represente a etapa global de formação dos íons 
Mn+(aq) a partir da soma das etapas (I), (II) e (III). 
 
Agora, o professor vai realizar os EXPERIMENTOS 1 e 2, descritos a seguir. Leia-os antes para 
que você possa se orientar no que deve observar mais atentamente e fazer as devidas anotações; isso 
será útil para você responder as questões propostas e discutir os resultados. 
 
 
EXPERIMENTO 1 
 
 
1. Em um béquer de 100 mℓ, colocar 10 mℓ de água destilada e 2 ou 3 gotas de fenolftaleína; 
• Qual é a cor da água com fenolftaleína? 
 
 
Fenolftaleína é uma substância orgânica, que é incolor em valores de pH até 8,0 e torna- 
se vermelha em pH acima desse valor. 
 
2. Com uma pinça, retirar o sódio metálico do recipiente onde ele está imerso em querosene, e 
colocar sobre um pedaço de papel de filtro; 
3. Com uma espátula, cortar um pequeno fragmento de sódio e colocar no béquer com água e 
fenolftaleína. 
 
• Descreva o que você observou com o fragmento de sódio quando ele foi colocado na água. 
• Qual é a cor da solução resultante? A partir da observação sobre a cor da solução resultante 
e com base nas informações dadas sobre a fenolftaleína, que espécie química você pode 
afirmar que foi formada? 
• Sabendo que sódio é um bom agente redutor e com base na sua resposta do item acima, discuta 
a transformação química que ocorre quando o sódio entra em contato com a água. Escreva 
uma equação que represente essa transformação. 
• Qual espécie química é o agente oxidante? Qual elemento é reduzido? Justifique suas 
respostas com base nos resultados obtidos no experimento. 
•Analise o experimento 1 e diga por quê: 
✓ NÃO SE DEVE tocar o sódio com as mãos? 
✓ O sódio encontra-se armazenado em querosene? 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 2 
 
 
1. Tomar um pedaço de 2 a 3 cm de fita de magnésio e lixar; 
2. Em um tubo de ensaio, colocar 5 mℓ de água destilada e 2 a 3 gotas de fenolftaleína. 
Observar a cor dessa solução. 
3. Colocar a fita de magnésio limpa no tubo de ensaio preparado no item 2. 
 
 
• Descreva o que você observou neste experimento. 
• Discuta com sua equipe as observações e procure explicá-las sabendo que o magnésio é 
um bom agente redutor. 
• Considerando as etapas envolvidas na formação dos íons Na+ e Mg2+ dê uma explicação 
para o fato de que sódio e o magnésio são bons agentes redutores. 
 
 
 
A energia de ionização é uma das etapas envolvidas na avaliação da força redutora de um dado 
elemento. Assim, a capacidade de um elemento atuar como agente redutor está relacionada com 
a facilidade de perder elétrons. 
 
CLORO, BROMO e IODO são redutores ou oxidantes? 
 
Os elementos do grupo 17 da tabela periódica são não metais e são conhecidos como 
halogênios. Eles, ao contrário daqueles dos grupos 1 e 2, atuam predominantemente como 
agentes oxidantes, ou seja, para eles é mais fácil (energia menor) ganhar elétrons do que perdê- los. 
6. Analise as configurações eletrônicas do cloro e do sódio, feitas no item 1, e discuta porque, 
em geral, cloro reage ganhando elétrons e sódio perdendo-os. 
 
A força oxidante desses elementos deve ser avaliada através das energias envolvidas no 
processo. O ciclo apresentado a seguir apresenta as etapas para o cloro, Cℓ2(g). Deve-se lembrar 
 
que o bromo é líquido, Br2(ℓ), e o iodo é sólido, I2(s), e, portanto para cada uma dessas duas 
substâncias, antes da etapa (I), dissociação, tem-se respectivamente a vaporização e a sublimação. 
 
 
½ Cℓ2(g) 
(I) ½ Energia de 
dissociação 
Cℓ(g)
 
 
 
 
 
(III) Calor de 
+ e− (II) Afinidade 
eletrônica 
Cℓ−(aq) 
hidratação 
Cℓ−(g) 
 
7. Identifique, no ciclo acima, a etapa global que corresponde ao processo de redução do 
cloro, Cℓ2(g), e represente-a através de uma equação química. 
 
As etapas destacadas no ciclo acima podem ser representadas da seguinte forma: 
 
½ Cℓ2(g) + energia → Cℓ(g) (I) 
Cℓ(g) + elétron → Cℓ−(g) + energia (II) 
Cℓ−(g) + água → Cℓ−(aq) + energia (III) 
Observe que a etapa global de formação dos íons X−(aq) corresponde a soma das outras etapas: 
½ X2(g) → X−(aq) 
 
 
No EXPERIMENTO 3, serão feitos testes com o objetivo de avaliar, comparativamente, o poder 
oxidante do cloro e do iodo. Estas substâncias, quando reduzidas, transformam-se nos respectivos 
íons hidratados (ver etapas I, II e III para o cloro). 
 
 
 
EXPERIMENTO 3 
 
 
1. Colocar, em um tubo de ensaio, cerca de 2 mℓ de solução aquosa de iodeto e anotar a cor 
dessa solução. 
 
2. A seguir, adicionar água de cloro, Cℓ2(aq), gota a gota e com agitação, até não observar mais 
alteração. 
 
• Qual a cor da solução formada após a adição água de cloro á solução de iodeto? 
• Sabendo que a solução de iodeto e a água de cloro são incolores, e que a solução aquosa de 
iodo, I2(aq), é ferrugem, o que você pode concluir a partir dos resultados desse experimento? 
Discuta sua resposta. 
• Escreva uma equação química que represente o que aconteceu nesse experimento. 
 
 
3. Repetir as etapas 1 e 2 desse experimento, mas fazendo as seguintes alterações: i) usar 
solução de cloreto no lugar de iodeto; ii) usar água de iodo no lugar de água de cloro. 
• O que você observou no item 3 desse experimento? 
 
 
 
• Com base nas suas observações, o que você pode concluir quanto ao poder oxidante do cloro, 
Cℓ2(aq), comparado ao do iodo, I2(aq)? Consulte uma tabela de potencial de redução padrão e 
fundamente a sua conclusão. 
• Cloro atua preferencialmente com oxidante e sódio como redutor. Consulte novamente a tabela 
de potencial de redução padrão e fundamente essa afirmação. 
 
 
 
BIBLIOGRAFIA consultada 
 
 
VIVEIROS, A. M. V., MARTINS, C. R., ALVES, F. M., CEDRAZ, J. P. L., LÔBO, S. F., “Por 
que alguns elementos são oxidantes e outros redutores?” Roteiros de aulas práticas da disciplina 
Química Geral I, Salvador – BA, UFBA, Instituto de Química, Departamento de Química Geral e 
Inorgânica, 1998. 
FELICÍSSIMO, A.M.P. ET AL. Experiências de Química: técnicas e conceitos básicos: PEQ- 
Projetos de Ensino de Química. São Paulo: Ed. Moderna, Ed. da Universidade de São Paulo, 1979, 
p. 118-120. 
 
 
 
 
 
 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DA BAHIA 
INSTITUTO DE QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SALVADOR – Bahia 
2019 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA 
QUI-037: QUÍMICA GERAL 
AULA PRÁTICA: Sólidos: estrutura e propriedades 
25 
 
Sólidos: entendendo suas estruturas e propriedades! 
 
 
Objetivos 
(a) Entender como átomos e íons se arrumam para formar os sólidos. 
(b) Saber o que é número de coordenação. 
(c) Investigar os dois tipos de empacotamento compacto. 
(d) Diferenciar empacotamento compacto de não-compacto. 
(e) Investigar possibilidades de arrumar esferas de diferentes raios. 
 
 
Como átomos e íons podem se arrumar para formar os sólidos? 
 
Uma das maiores realizações da Química foi a síntese de novos materiais, tais como plásticos e ligas. Muitos 
desses novos materiais podem ser projetados para ter propriedades específicas, mas, para isso, é necessário 
saber como a estrutura pode afetar essas propriedades. Portanto, não é surpresa dizer que um dos aspectos 
mais importantes da química é a investigação das estruturas dos materiais e das ligações que mantêm as 
partículas juntas. 
1. Quais são os três diferentes tipos de partículas que formam os materiais? 
 
Os sólidos consistem de arranjos regulares de átomos, moléculas ou íons. Essas partículas, chamadas “blocos 
de construção”, quando arrumadas de modo regularmente repetido, formam o que se chama de estrutura 
cristalina do sólido. Os blocos de construção podem ser representados por pontos ou pequenas esferas. A 
FIGURA 1 apresenta uma camada de partículas iguais (representadas por bolas) arrumadas de modo 
compacto. 
 
2. Analise a FIGURA 1 e responda: 
i) O que as esferas representam? 
ii) Qual é o arranjo geométrico formado pelas esferas marcadas com x em torno da esfera a? 
iii) Quantas esferas x existem em torno da esfera a? 
iv) As cavidades b e c são iguais? Por quê? 
 
 
26 
 
 
 
 
 
 
 
 
As camadas de partículas são arrumadas umas sobre as outras de modo a formar uma estrutura tridimensional. 
A FIGURA 2 mostra a primeira e uma segunda camada de partículas iguais arrumadas de modo compacto. 
 
 
 
 
 
 
 
 
3. Compare as FIGURAS 1 e 2 e diga em qual tipo de cavidade, b ou c, foram colocadas as esferas da 
segunda camada. 
4. E agora analise a FIGURA3, a seguir, e discuta: 
i) A diferença entre os dois empacotamentos. 
ii) Porque estes empacotamentos são chamados de compactos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ARRANJO TIPO abababab... ARRANJO TIPO abcabcabc... 
FIGURA 3 – MODOS DE ARRUMAR, COMPACTAMENTE, TRÊS CAMADAS DE ESFERAS IGUAIS 
FIGURA 1 
UMA CAMADA DE ESFERAS 
EMPACOTADAS COMPACTAMENTE 
FIGURA 2 
DUAS CAMADAS DE ESFERAS 
EMPACOTADAS COMPACTAMENTE 
27 
 A terceira camada de esferas pode ser idêntica a primeira e esse arranjo, ababab..., ao ser repetido 
infinitamente, forma um tipo de empacotamento compacto chamado hexagonal compacto. Outro modo de 
arrumar as esferas da 3a camada, de modo compacto, é colocá-las sobre as cavidades c da primeira camada, 
formando um arranjo abcabc.... Esse arranjo é chamado cúbico compacto. Essas são as duas maneiras de 
arrumar partículas de modo compacto. 
As partículas não se arrumam apenas de modo compacto para formar os sólidos. Outros arranjos, não 
compactos,como por exemplo, o cúbico de corpo centrado, são encontrados. A FIGURA 4 mostra um arranjo 
cúbico de corpo centrado. 
 
• Analise a arrumação das esferas numa face do modelo apresentado na FIGURA 4, compare-a com 
aquela da FIGURA 1 e diga porque o arranjo cúbico de corpo centrado não é compacto. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
FIGURA 4 – MODELO DO ARRANJO CÚBICO DE CORPO CENTRADO 
 
 
Usando esferas de isopor para entender os arranjos compactos! 
 
Átomos, moléculas e íons arrumam-se de modo regular para formar os sólidos cristalinos. Esses arranjos 
podem ser compactos ou não, dependendo da natureza e tamanho da partícula. 
Os cristais de algumas substâncias podem ser imaginados como se fossem formados de partículas idênticas, 
arrumadas do modo mais compacto possível. Muitos metais e substâncias moleculares apresentam uma 
estrutura de empacotamento compacto. Os dois arranjos compactos são o hexagonal e o cúbico de face 
centrada. 
5. Qual tipo de partícula é considerado como o bloco de construção num metal? E numa substância 
28 
molecular? 
6. Volte a analisar a FIGURA 3 e descreva como cada um dos arranjos compactos são formados. 
 
Agora você vai usar esferas de isopor para estudar os dois modos de empacotamento compacto. Siga a 
orientação apresentada para cada ATIVIDADE. 
 
 
ATIVIDADE 1 
I) Determinar quantas esferas de 2 polegadas você pode arrumar ao redor de uma única esfera marcada, 
do mesmo tamanho, em um plano. 
✓ Você acha que esse número depende do tamanho das esferas? Cheque sua previsão usando esferas 
menores. 
II) Colocar esferas adicionais acima e abaixo da esfera marcada, de modo que todas toquem nela. 
✓ Quantos são os vizinhos mais próximos da esfera marcada? 
Este é o número de coordenação para esse tipo de arranjo. Notar que as três esferas da camada superior podem 
ocupar uma posição diretamente acima daquelas da camada inferior ou podem ser giradas de 60 . 
III) Quantos são os vizinhos mais próximos da esfera marcada após girar de 60 as três esferas da camada 
superior? 
✓ O que é, então, número de coordenação? 
 
 
ATIVIDADE 2 
I) Conectar esferas de modo a obter camadas como as apresentadas na FIGURA 5. Colocar as camadas 
umas sobre as outras, conforme mostra a figura. Repetir esse arranjo. 
✓ O arranjo que você montou é do tipo ababab... ou abcabc...? Por quê? 
Se você repetir o arranjo acima até que bilhões de átomos sejam envolvidos, você terá o modelo de um cristal 
muito pequeno de magnésio metálico e de muitos outros metais. Este modelo é chamado hexagonal compacto. 
✓ Qual é o número de coordenação do átomo de magnésio num cristal desse metal? 
29 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
FIGURA 5 – ARRANJO 
HEXAGONAL 
COMPACTO DE ESFERAS 
 
 
ATIVIDADE 3 
I) Obter camadas de esferas iguais àquelas daATIVIDADE 2 para montar o arranjo apresentado na 
FIGURA6. 
 
✓ Qual é a diferença entre esse arranjo e o anterior? (obtido a partir da FIGURA 5) 
 
II) Girar o modelo cuidadosamente e procurar quatro esferas formando um quadrado voltado para você. 
Coloque, agora, sobre as quatro esferas, uma camada de cinco esferas. Notar que o modelo contém um cubo 
de face centrada. 
Esse modelo é chamado empacotamento cúbico compacto ou cúbico de face centrada. Ele é encontrado no 
cobre, prata, alumínio e muitos outros metais. 
 
✓ Por que o modelo acima é chamado cúbico de face centrada? 
✓ Qual é a diferença entre este modelo e o hexagonal compacto? 
 
 
 
 
 
30 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
FIGURA 6 – ARRANJO CÚBICO 
COMPACTO DE 
ESFERAS 
 
7. Analise os dois modelos estudados nas ATIVIDADES 2 e 3 e responda: 
i) Há diferença no número de coordenação dos dois tipos de modelo? 
ii) Há diferença na densidade quando esferas de tamanhos e pesos comparáveis são envolvidas em cada 
um dos dois tipos de empacotamento? 
 
 
Agora você vai usar camadas de esferas, iguais à apresentada na FIGURA 1, para montar os dois tipos de 
empacotamento compacto: ababab... e abcabc.... Neste último, observar que a célula unitária é um cubo de 
face centrada. 
 
 
Diferenciando cubo de face centrada de cubo de corpo centrado 
 
Alguns metais não têm seus átomos arrumados de modo compacto, por exemplo, os metais alcalinos. Estes 
metais apresentam uma estrutura cúbica de corpo centrado. 
8. Volte a analisar a FIGURA 4, compare-a com a FIGURA 3 e discuta a diferença entre um modelo 
compacto e um não-compacto? 
Agora, novamente, você vai usar bolas de isopor para estudar o empacotamento cúbico de corpo centrado. 
Siga as orientações apresentadas para a ATIVIDADE 4. 
31 
 
ATIVIDADE 4 
I) Construir as camadas mostradas abaixo, usando esferas de 2 polegadas. 
 
II) Colocar a esfera isolada no centro da 1a 
camada e, então, colocar a 3a camada de tal modo 
que suas esferas estejam dirigidas sobre aquelas da 
1a camada. Este é o modelo da cela unitária da estrutura cúbica de corpo centrado. 
✓ Estude a forma geométrica deste modelo e justifique o seu nome. 
✓ Qual é o número de coordenação de um átomo no modelo acima? 
 
Foram estudadas três estruturas típicas dos metais: hexagonal compacta (ex: zinco, magnésio), cúbica 
compacta (ex: alumínio, cobre, prata, ouro) e cúbica de corpo centrado (ex: metais alcalinos, ferro, manganês). 
 
Existe uma relação clara entre a estrutura de um metal e sua posição na tabela periódica? Discuta. 
 
Arrumando esferas para formar estruturas de sólidos iônicos! 
 
Sólidos iônicos são formados por íons positivos e negativos, os quais são mantidos juntos por força de atração 
eletrostática entre eles. Cristais iônicos são formados, portanto, pelo empacotamento alternado de íons 
positivos (cátions) e negativos (ânions) num retículo. Para que um determinado tipo de retículo ou estrutura 
cristalina seja formado, deve haver uma relação favorável entre os raios relativos do cátion e do ânion. Se 
esses íons são representados por esferas, a relação entre seus raios decidirá se uma dada esfera irá encaixar-se 
ou não na cavidade do retículo formado pelas esferas de raio maior. 
Uma das estruturas mais simples para compostos iônicos é o arranjo cúbico de íons, como no cloreto de sódio. 
Ver a FIGURA 7. 
32 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
FIGURA 7 – MODELO DA ESTRUTURA DO CLORETO DE SÓDIO 
 
9. Analise a FIGURA 7 e diga quais esferas representam os íons Na+ e quais representam os íons Cℓ-. 
Justifique sua resposta. 
 
No modelo citado para o cloreto de sódio, os íons cloreto e sódio formam, cada um, um arranjo cúbico de face 
centrada que se interpenetram. Para montar este arranjo, siga as orientações dadas para aATIVIDADE 5. 
 
ATIVIDADE 5 
I) Construir as camadas ilustradas abaixo para montar os dois arranjos cúbicos de face centrada. Para o 
do íon cloreto use esferas de 2 polegadas e para o do íon sódio, esferas de 1 polegada. 
 
 
 
 
II) Montar o arranjo para os íons cloreto. Depois, introduzir as esferas de 1 polegada, representando os 
íons sódio, nas cavidades entre os íons cloreto em cada camada. 
✓ Que tipo de íon rodeia cada íon sódio? E cada Cℓ-? 
✓ Qual é o número de coordenação da esfera que representa o íon Na+? E da que representa o íon Cℓ-? 
10. Sabendo que o diâmetro do Na+ é 1,90 Å e o do Cℓ- é 3,62 Å, calcule a relação entre os raios dos íons 
Na+/ Cℓ-. 
11. Com base na relação raio do cátion/raio do ânion, sugira uma explicação para o fato de que a estrutura 
do cloreto de césio não é igual à do cloreto de sódio, embora ambos os compostos sejam cloretos de metais 
alcalinos. 
33 
 
 
Bibliografia consultada 
 
CHEMICAL EDUCATION MATERIAL STUDY. “Laboratory Manual for Chemistry: an experimental 
science”. 6a ed., 1966, pag. 72. 
 
HILL, G. AND HOLMAN, J.“Chemistry in Context”. 3rd ed., Hong Kong: Thomas Nelson and Sons Ltd, 
1989, pag. 130-141. 
34 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DA BAHIA 
INSTITUTO DE QUÍMICASALVADOR – Bahia 
2009 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA 
QUI-037: QUÍMICA GERAL 
AULA PRÁTICA: Líquidos: propriedades e composição química 
35 
 
Líquidos: entendendo suas propriedades 
 
Objetivos 
a. Reconhecer que as propriedades de líquidos estão relacionadas com a composição 
química das suas partículas formadoras. 
b. Verificar que a temperatura influencia em algumas propriedades dos líquidos. 
 
 
Características da Matéria na Fase Líquida! 
 
O estado físico no qual uma matéria existe depende do balanço entre a energia cinética 
das suas partículas formadoras – átomos, moléculas ou íons –, tendendo a mantê-las afastadas umas 
das outras, e a energia potencial, forças de atração entre elas, que tende a aproximá-las. 
Nos líquidos, as partículas formadoras estão mais afastadas umas das outras do que nos 
sólidos, porém mais próximas do que nos gases. Comparativamente aos sólidos, há mais espaços 
vazios entre elas, porém os espaços são menores do que nos gases. O movimento das partículas num 
líquido é limitado pelas forças entre elas. Assim, elas não se aproximam tanto quanto nos sólidos, 
mas não se distanciam tanto quanto nos gases. Isso permite que um líquido retenha seu volume, mas 
não a forma. Como as forças entre as partículas não são muito fortes, elas deslizam facilmente umas 
pelas outras e isso faz com que um líquido não tenha forma própria, mas, sim, a forma do recipiente 
no qual ele está contido. Portanto, pode-se imaginar que um líquido é constituído de partículas que 
se movem constantemente sem, no entanto, se separarem completamente. 
 
1. Faça desenhos que representem uma dada matéria nas fases líquida e sólida. Use seus 
desenhos para discutir semelhanças e diferenças quanto à forma e volume de líquidos e 
sólidos. 
 
Os experimentos apresentados a seguir têm como objetivo comparar propriedades para 
líquidos distintos a uma dada temperatura. As propriedades estudadas são evaporação (EXPERIMENTO 
1) e tensão superficial (EXPERIMENTO 2). 
36 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 1 
1. Tomar dois vidros de relógio; em um deles colocar água destilada e, no outro, igual 
quantidade de acetona ou etanol; 
2. Com uma caneta, marcar nos vidros de relógio o nível de cada líquido; 
3. Após algum tempo, verificar o nível de cada líquido nos respectivos recipientes. 
 
 
• Explique os resultados obtidos com base na composição química da água e do outro 
líquido usado. 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 2 
1. Tomar dois béqueres; em um deles colocar cerca de 30 mℓ de água e, no outro, de etanol; 
2. Tomar uma lâmina de barbear ou uma agulha de costura e, cuidadosamente, tentar colocar o 
objeto sobre a superfície de cada líquido. 
• Você observou que a lâmina de barbear ou a agulha flutua na superfície da água, mas 
não flutua na superfície do etanol? Então, o que você pode concluir sobre a tensão 
superficial da água quando comparada com a do etanol? Com base na composição 
desses dois líquidos e no seu entendimento de tensão superficial, dê uma explicação para os 
resultados obtidos. 
3. Ao béquer contendo água e com o objeto flutuando, adicionar detergente gota a gota e observar 
o que acontece com o objeto. 
• Com base na composição química da água e do detergente, dê uma explicação para o 
fato observado. 
 
 
 
Nos experimentos apresentados a seguir, você vai comparar a difusão (EXPERIMENTO 3) e 
a viscosidade (EXPERIMENTO 4)de líquidos distintos, a uma dada temperatura e em temperaturas 
diferentes. 
37 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 3 
1. Em três tubos de ensaio colocar, até a borda, respectivamente, água gelada, água à 
temperatura ambiente e água aquecida (à temperatura de cerca de 50C). 
2. Adicionar, simultaneamente, uma gota de solução 0,01 mol/ℓ de permanganato de potássio a 
cada um dos tubos de ensaio. 
3. Comparar a difusão do permanganato em cada tubo. 
• Em qual tubo a gota da solução colorida se difundiu mais? Dê uma explicação para o 
fato. 
 
 
 
EXPERIMENTO 4 
1. Tomar duas provetas de 50 mℓ e, em cada uma, colocar, respectivamente, água e glicerina em 
iguais quantidades. 
2. Colocar, em cada proveta e ao mesmo tempo, esferas semelhantes. 
3. Comparar o tempo que cada esfera leva para atingir o fundo da proveta. 
• Então, o que você pode concluir sobre a viscosidade da água quando comparada com a 
da glicerina? 
• Explique os resultados obtidos com base na composição química de cada líquido. 
4. Repetir o experimento anterior usando apenas um tipo de líquido, por exemplo, a glicerina, 
mas variando a temperatura. 
• Explique os resultados obtidos. 
 
 
 
BIBLIOGRAFIA CONSULTADA 
BROWN, T. L. E LEMAY, JR, H. E. “Química: a ciência central”. 9a ed. USA: Prentice-Hall International 
Edition, 1991. 
VIVEIROS, A. M. V. E CEDRAZ, J. P. L. “Líquidos: entendendo e comparando suas propriedades” Manual 
de aulas práticas da disciplina Química Fundamental I, Salvador – BA, UFBA, Instituto de Química, 
Departamento de Química Geral e Inorgânica, 2008. 
38 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DA BAHIA 
INSTITUTO DE QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SALVADOR – Bahia 
2009 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA 
QUI-037: QUÍMICA GERAL 
AULA PRÁTICA: Entendendo o comportamento dos Gases! 
39 
 
Entendendo o comportamento dos Gases! 
 
Objetivos 
c. Efetuar e observar uma reação na qual se forma um gás. 
d. Coletar e medir o volume de um gás gerado numa reação. 
e. Utilizar a lei dos gases ideais e a de misturas gasosas (lei de Dalton). 
f. Comparar dados experimentais com teóricos. 
g. Observar como a temperatura de um gás varia com a pressão e com o volume. 
 
Características do estado gasoso! 
 
Duas características importantes da matéria no estado gasoso são: compressibilidade e 
expansibilidade. 
1. O que é compressibilidade? 
2. Com base no seu entendimento de compressibilidade e no modelo químico da matéria, 
descreva o que você espera acontecer quando uma massa gasosa é comprimida a uma dada 
temperatura. 
 
Na fase gasosa, a distância entre as partículas é muito grande quando comparada com aquela nos 
sólidos e nos líquidos. Daí a alta compressibilidade dos gases. 
3. Com base nas forças entre as partículas formadoras da matéria, como você pode explicar a 
alta compressibilidade dos gases? E a alta capacidade de expandir? 
 
No estado gasoso existem muitos espaços vazios entre as partículas e, por isso, os gases se 
misturam uns com os outros em qualquer proporção. Em outras palavras, numa dada massa 
gasosa “sempre há lugar para mais partículas”. 
4. Como você explica o fato de que no estado gasoso existem muitos espaços vazios? 
 
 
Em consequência da existência de muitos espaços vazios, os gases são menos densos que os 
líquidos e os sólidos. 
40 
 
5. Use seu entendimento sobre densidade e explique porque substâncias na fase gasosa são 
menos densas que nas fases líquida e sólida. 
 
Existem outras propriedades importantes que caracterizam a matéria na fase gasosa. Por ex., eles 
não têm forma nem volume próprios e, em geral, são incolores. Por isso é difícil vê-los! Também 
é difícil sentir a presença de gases, pois muitos deles são inodoros e insípidos. 
 
E se um dos produtos de uma reação for um gás? 
 
Em muitas reações químicas um dos produtos pode ser um gás. Nesses casos é necessário tomar 
alguns cuidados especiais. Por exemplo, se o gás é tóxico, inflamável ou corrosivo, a reação 
deve ser feita numa capela. 
6. Para onde vai o gás que sai pela exaustão da capela? Então, o que você acha que é feito 
com gases liberados como subprodutos de processos industriais? 
 
Quando se deseja isolar o gás produzido este, geralmente, é coletado por deslocamento de 
volumes de líquidos, em equipamentos semelhantes ao apresentado na FIGURA 1. 
7. Com base no conhecimento de densidades relativas entre líquidos e gases, justifique porque 
estes podem ser coletados por deslocamento de líquidos. 
 
Agora você vai observar o EXPERIMENTO 1, cujo objetivo é coletar o gás hidrogênio, H2, liberado 
na reação entre magnésio, Mg(s), e ácido clorídrico 6 mol/L, HCℓ(aq). O professor vai usar um 
equipamento semelhante ao que está representado na FIGURA 1, no ANEXO. Através da leitura 
das etapas descritas a seguir, acompanhe, pela FIGURA 1, e observe atentamente tudo o que o 
professor fizer. Anote as observações e no fim procure as informações a seguir, pois você precisará 
delas para o relatório: 
a) Qual a massa de magnésio utilizada? 
b) Qual a temperatura ambiente? 
c) Qual o volume de líquido deslocado? 
d) Quais os gases que estão dentro do tubo? 
41 
 
EXPERIMENTO 1 
1- Tomar uma fita de magnésio e medir, com uma régua, um pedaço de ~2,0 cm. Colocá-la dentro 
de uma pequena gaiola feita de fio de cobre enrolado em forma de hélice. Deixar sem enrolar 
uns 5 cm do fio de cobre para servir de cabo. 
• O que é preciso saber para calcular a quantidade de matéria de magnésio no pedaço de fita que 
foi cortado? 
 
2- Colocar 10 mL de ácido clorídrico 6 mol/L dentro do tubo graduado e completar com água até 
a borda, cuidadosamente, de modo a evitar a presença de ácido no topo do tubo. 
3- Introduzir, no tubo acima preparado, a gaiola feita de fio de cobre com o magnésio, 
prendendo-a, pelo cabo, com uma rolha de borracha. 
4- Imediatamente, cobrir o furo da rolha com o dedo, inverter o tubo, mergulhá-lo na água 
contida num béquer de 400 mL e fixá-lo com uma garra ao suporte. 
• Observe, atentamente, tudo o que acontece dentro do tubo e descreva o que você observou. 
 
 
5- Depois que a reação cessar (a fita de magnésio será consumida pelo ácido), esperar uns cinco 
minutos para que o gás recolhido entre em equilíbrio térmico com o ambiente. Soltar qualquer 
bolha que esteja presa às paredes do tubo e, em seguida, cobrir o furo da rolha com o dedo e 
transferir o tubo, na posição vertical, para uma proveta quase completamente cheia de água. 
6- Elevar ou abaixar o tubo até que o líquido no seu interior esteja no mesmo nível da água da proveta 
igualando, assim, a pressão interna à pressão atmosférica. Medir o volume dos gases dentro do 
tubo. Anotar também a temperatura e a pressão atmosférica no laboratório. 
 
Agora, você vai usar a equação geral dos gases ideais, PV = nRT, para calcular o volume, 
V, de gás hidrogênio que deveria ser obtido no experimento realizado, ou seja, o volume teórico. 
Lembre-se que: 
i) P = pressão do gás hidrogênio no tubo. Na última etapa do experimento, a pressão dentro 
do tubo foi igualada à pressão externa, que é 1 atm. Mas o gás foi coletado sobre água e, 
portanto, existe vapor d’água dentro do tubo. Então o valor de P a ser usado na equação deve 
ser encontrado a partir da Lei de Dalton: P = P(H2) + P(vapor de água). Como você 
42 
 
já sabe, a pressão de vapor de qualquer líquido depende da temperatura na qual o líquido se 
encontra. Para encontrar a pressão de vapor da água, você deve consultar um “handbook” ou 
qualquer livro de Química Geral e procurar o valor correspondente ao da temperatura do 
laboratório. 
ii) n = quantidade de matéria de gás hidrogênio, obtida na reação. Esse valor você encontra 
a partir da equação a seguir, sabendo a quantidade de matéria de magnésio que foi usada. 
Mg(s) + 2HCℓ(aq) → Mg2+(aq) + 2Cℓ−(aq) + H2(g) 
 
 
 
Qual a relação entre a temperatura e a pressão de um gás? 
 
Uma propriedade dos gases é expansão por aquecimento e contração por resfriamento. Charles 
foi quem primeiro descobriu que uma quantidade de gás, mantido a uma pressão constante, 
expande quando aquecida e contrai quando resfriada. Ou seja, o volume ocupado por uma 
dada massa gasosa varia diretamente com a temperatura. 
8. Sabendo que gases se expandem quando aquecidos, o que você espera acontecer se um gás 
é aquecido a volume constante, ou seja, num recipiente cujo volume não varia com o 
aquecimento? 
9. E, sabendo que uma massa gasosa se contrai por resfriamento, o que você espera acontecer 
se um gás é resfriado a volume constante? 
 
O comportamento de uma dada massa gasosa, quando aquecida ou resfriada num recipiente cujo 
volume não varia com a temperatura, pode ser estudado usando um equipamento conhecido como 
TUBO DE BOURBON. Esse equipamento consta de um balão de volume fixo, ao qual está 
conectado um manômetro que mede a pressão exercida pela massa gasosa dentro do recipiente, 
quando este é aquecido e resfriado em diferentes temperaturas. 
Use, então, a equação geral dos gases, PV = nRT, para calcular o volume de H2(g) que deveria 
ser obtido. Compare esse valor com aquele obtido no experimento e discuta possíveis causas da 
diferença entre eles. 
43 
 
10. O que você espera acontecer com a pressão do gás quando o balão é aquecido? E 
quando ele é resfriado? Explique sua resposta. 
 
Por que um gás expande quando é aquecido? 
 
No item anterior você estudou como a pressão exercida por uma dada massa gasosa varia com a 
temperatura se o volume do recipiente não varia. Agora você vai observar o que acontece com o 
volume ocupado por uma dada massa gasosa quando ela é aquecida. 
O professor vai realizar o EXPERIMENTO 2, a seguir, e você deve anotar todas as alterações 
observadas. 
 
EXPERIMENTO 2 
1- Tomar um kitasato e fechá-lo com uma rolha; a seguir acoplar, na sua saída lateral, um balão 
de borracha pequeno; 
2- Aquecer o kitasato e observar o que acontece com o balão. 
 
 
11. A partir da sua observação, descreva a relação entre o volume e a temperatura de uma 
dada massa gasosa? 
12. Represente, através de desenhos, o sistema antes e após o aquecimento. Justifique a sua 
representação. 
13. Você acha que a pressão exercida pela massa gasosa variou com o aquecimento? 
Justifique sua resposta. 
44 
 
BIBLIOGRAFIA CONSULTADA 
 
 
BROWN, T. L., LEMAY JR., H. E., BURSTEN, B. E.J. R. QUÍMICA, a ciência central. 
Tradutor: Robson Matos. 9a ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil Ltda. 2005. 
 
 
VIVEIROS, A.M.V.; MARTINS, C.R.; ALVES, F.M.; CEDRAZ, J.P.L.; LOBO, S.F. “Por 
que não é simples trabalhar com gases? "In Aulas Práticas de QUI - 134: Química Geral I. 
Salvador - BA, UFBA, Instituto de Química, Departamento de Química Geral e Inorgânica, 1998. 
 
 
Figura 1 – Esquema de equipamento para coletar o gás liberado numa reação 
 
 
 
 
45 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DA BAHIA 
INSTITUTO DE QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SALVADOR – Bahia 
2010 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA 
QUI-037: QUÍMICA GERAL 
AULA PRÁTICA: Termoquímica 
46 
 
Termoquímica 
 
Objetivos: 
a. Determinar a capacidade calorífica de um metal. 
b. Determinar a entalpia associada a uma reação química. 
 
 
 
Cálculo da capacidade calorífica de um metal 
 
 
O que é calor? Pode-se definir calor como uma forma de transferência de energia em 
conseqüência de uma diferença de temperatura. Quando as partículas do corpo mais quente colidem 
com as do corpo mais frio, elas transferem uma parte da sua energia cinética e assim, as partículas 
mais lentas aumentam de velocidade e as mais rápidas, diminuem. Esta transferência de energia 
continua até que as partículas tenham a mesma energia cinética média ou, em outras palavras, a 
mesma temperatura. Nas mudanças de fase, a energia adicionada é usada para romper as forças 
atrativas entre as partículas em vez de aumentar sua energia cinética média, mantendo- se constante 
a temperatura. 
O que é capacidade calorífica? A quantidade de calor necessária para elevar a 
temperatura de 1 g de uma substância em 1o C é a sua capacidade calorífica; ela é medida em 
cal/g.oC ou J/g.oC. O conceito pode ser aplicado a qualquer quantidade de material, mas é 
definido em 1 mol ou uma unidade de massa de substância, sendoentão a capacidade calorífica 
molar e a capacidade calorífica por unidade de massa, respectivamente. 
A seguir, será realizado o EXPERIMENTO 1 cujo objetivo é determinar a capacidade calorífica 
do cobre. 
 
Experimento 1 
1. Tomar um pedaço de cobre metálico e determinar a sua massa; 
2. Amarrar o metal com um cordão e colocá-lo em um recipiente contendo água em 
ebulição; 
3. Deixá-lo imerso na água durante 30 minutos; 
47 
 
4. Em um tubo de ensaio, colocar 30 mL de água e medir a temperatura; 
5. Depois de aquecido, transferir o metal rapidamente para dentro da água contida no tubo, 
agitar e anotar a temperatura máxima atingida. 
A capacidade calorífica do metal pode ser calculada admitindo-se que o calor transferido 
pelo metal é absorvido pela água. Pequenas perdas para o ambiente serão desprezadas. 
1. O calor absorvido pela água pode ser calculado usando-se expressão: 
q = m.c.T 
Em que: m = massa da água (g) 
c = capacidade calorífica da água, por unidade de massa (cal/g.oC) 
T = variação de temperatura da água (oC) 
2. O calor transferido pelo metal também pode ser calculado pela expressão: 
q = m.c.T 
Em que: m = massa do metal (g) 
c = capacacidade calorífica do metal, por unidade de massa (cal/g.oC) 
T = variação de temperatura do metal (oC) 
 
 
✓ Calcule a capacidade calorífica do metal, sabendo que a capacidade calorífica por 
unidade de massa da água é igual a 1 cal/g.oC e a densidade é 1 g/mL. 
 
 
 
Medindo entalpias de uma reação de NEUTRALIZAÇÃO e de uma DISSOLUÇÃO 
 
É importante ter uma informação quantitativa sobre as mudanças de energia associadas com 
as reações químicas. Essas informações são obtidas na termoquímica, que é o estudo das variações 
de energia que acompanham uma dada reação. 
O calor envolvido (liberado ou absorvido) numa reação à pressão constante é numericamente 
igual ao que se chama de variação de entalpia da reação, simbolizada por H. Assim, 
 H = q (a pressão constante) 
48 
 
Como calor é absorvido (q é positivo) numa reação endotérmica e liberado (q é negativo) numa 
reação exotérmica, H para uma reação endotérmica tem valor positivo (H > 0) e, para uma reação 
exotérmica, tem valor negativo (H < 0). 
Nos cálculos termoquímicos costuma-se considerar o calor envolvido numa reação química 
como sendo a variação de entalpia, uma vez que a maioria das reações é realizada a pressão 
constante. 
Quando a equação química é representada acompanhada do valor de H da reação, ela é chamada 
equação termoquímica. 
 
Exemplo: CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2H2O(ℓ) Ho = −888 kJ 
 
 
Como a variação de entalpia depende das condições em que a reação acontece, nas medidas 
termoquímicas essas condições devem ser especificadas. Assim, para comparar as variações de 
energia envolvidas nas reações químicas, é importante saber sob que condições a reação é realizada. 
A temperatura e a pressão devem ser especificadas. Quando cada uma das substâncias numa reação 
está à pressão de 1 bar (1 bar = 0,987 atm) diz-se que ela está no seu estado padrão. O calor 
envolvido numa reação, sob esta condição e a temperatura indicada (em geral 25 oC ou 298 K) é 
denominado calor padrão de reação ou entalpia padrão de reação. O primeiro termo é mais 
freqüentemente usado e o símbolo é Ho, com o sobrescrito (o) especial para indicar as condições 
padrão (pressão = 1 bar). Assim, a entalpia padrão de combustão do CH4(g), Ho, é igual a −888 
kJ/mol de metano. 
 
As medidas de entalpia de reação são geralmente executadas através do uso de calorímetros. 
Essas medidas fornecem informações sobre as energias de ligação. Por outro lado, a utilização das 
energias de ligação, permite a previsão de calores de reação, cujas medidas muitas vezes são 
impossíveis de serem realizadas. 
 
✓ O que você entende por calorimetria? 
49 
 
A seguir serão realizados três experimentos. Em dois deles (EXPERIMENTOS 2 e 4), o objetivo 
é determinar o calor associado a uma reação química que, nesse caso, é uma reação de neutralização. 
No outro (EXPERIMENTO 3), o objetivo é determinar o calor associado a um processo de 
dissolução. 
 
Experimento 2 
1. Colocar em recipientes distintos, 100 mL de solução de HCℓ 0,5 mol/L e 100 mL de 
solução de NaOH 0,5 mol/L; 
2. Medir as temperaturas de cada solução; 
3. Em um béquer de 250 mL, previamente pesado, misturar as duas soluções, agitar 
rapidamente e medir a temperatura máxima atingida. 
 
O calor liberado nessa reação de neutralização pode ser calculado considerando que este será 
absorvido pela solução aquosa e pelo béquer, onde a reação foi efetuada. Assim: 
q reação = q solução + q vidro 
Em que: q = m.c.T 
 
 
Como a solução formada tem densidade e capacidade calorífica aproximadamente igual à da 
água, para efeitos de cálculo considere: 
Densidade (d) = 1g/mL 
Capacidade calorífica (c) = 1 cal/g.oC 
Capacidade calorífica do vidro por unidade de massa é igual a 0,2 cal/g.oC. 
 
 
✓ Utilizando os dados obtidos no EXPERIMENTO 2, calcule o calor liberado na reação efetuada. 
Em seguida, calcule a entalpia da reação de neutralização por mol de NaOH, e escreva a 
equação termoquímica. 
 
Tradicionalmente as medidas de calores de reação são feitas em cal ou kcal. O sistema internacional 
de medidas (SI) recomenda que os valores sejam expressos em joules (J) ou quilojoules (kJ). 
50 
 
✓ Sabendo-se que 1 cal = 4,18 J , expresse os valores calculados em J ou KJ. 
 
 
Neste experimento, não se levou em consideração perdas de calor para o ambiente. Medidas 
mais precisas podem ser realizadas em recipientes adequados denominados calorímetros. O calor 
da reação poderá então ser calculado pela expressão: 
q reação = q solução + q calorímetro 
 
 
 
Experimento 3 
1. Em um béquer previamente pesado, colocar 200 mL de água e medir a temperatura; 
2. Adicionar 2,0 g de hidróxido de sódio, NaOH, agitar a mistura com o auxílio de um 
bastão de vidro, e anotar a temperatura máxima alcançada. 
 
✓ Fazendo as mesmas considerações feitas no experimento 2, calcule a entalpia de dissolução 
por mol de NaOH. Escreva uma equação correspondente ao processo e expresse os valores 
calculados em J ou kJ. 
 
Experimento 4 
1. Em um béquer previamente pesado, colocar 100 mL de solução de HCℓ 0,5mol/L e medir 
a temperatura; 
2. Adicionar 2,0 g de hidróxido de sódio, NaOH, agitar a mistura com o auxílio de um 
bastão de vidro, e anotar a temperatura máxima alcançada. 
 
 
✓ Fazendo as mesmas considerações dos experimentos anteriores, calcule a entalpia da 
reação, por mol de NaOH, e escreva a equação termoquímica que representa o processo. 
Bibliografia consultada 
 
 
FELICÍSSIMO, A.M.P. ET AL. Experiências de Química: técnicas e conceitos básicos: PEQ- 
Projetos de Ensino de Química. São Paulo: Ed. Moderna, Ed. da Universidade de São Paulo, 1979. 
RUSSEL, J. B. Química Geral. São Paulo: Makron Books, 1994. 
51 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DA BAHIA 
INSTITUTO DE QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUI-037: QUÍMICA GERAL 
AULA PRÁTICA: Cinética Química 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SALVADOR – Bahia 
2009 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA 
52 
 
Cinética Química: entendendo as velocidades das reações 
 
Objetivos: 
c. Discutir fatores que afetam as velocidades das reações; 
d. Verificar como a concentração e o estado de agregação dos reagentes alteram a 
velocidade de uma reação; 
e. Verificar como a temperatura e um catalisador afetam a velocidade de uma dada reação. 
 
 
Energia de Ativação e a Teoria das Colisões 
 
Algumas reações, previstas para ocorrerem sob o ponto de vista da termodinâmica, na prática 
considera-se como se não ocorressem em virtude de suas velocidades serem muito baixas. É o 
que ocorre na reação entre os gases hidrogênio (H2) e oxigênio (O2) para formar água líquida 
(H2O), cujo valor da energia livre de Gibbs é negativo, Go = −237,2 kJ/mol, mas a reaçãoaparentemente não ocorre, nas condições de temperatura (298 K) para a qual esse valor de Go é 
encontrado: 
 
H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(l) 
 
 
Esse fato é explicado pela cinética química. Aqui, o fator energético que deve ser analisado é a 
chamada energia de ativação, a qual está associada à energia necessária para quebra das ligações 
nos reagentes. 
Um modelo simples e útil para explicar porque algumas reações são mais rápidas que outras é o 
da Teoria das Colisões. Segundo esse modelo, para uma reação ocorrer, partículas dos 
reagentes ao colidirem umas com as outras, algumas ligações devem ser quebradas e novas 
devem ser formadas. Entretanto, nem todas as colisões levam à formação de 
produtos. Um requisito para que isso aconteça é que a colisão deve ocorrer com energia 
suficiente para quebrar as ligações apropriadas nos reagentes. Outro requisito para que 
53 
 
uma colisão seja produtiva é que as partículas aproximem-se com a orientação 
adequada, de modo que os átomos possam formar novas ligações. 
Colisões que ocorrem com energia suficiente para promover a quebra de ligações nos reagente 
e com a orientação adequada para que novas ligações possam ser formadas, são chamadas 
colisões eficientes. Aqui serão estudados fatores que contribuem para um maior número de colisões 
eficientes e, portanto, para aumentar a velocidade de uma dada reação. 
É importante lembrar que aumentar a velocidade de uma reação é aumentar a quantidade de 
matéria de reagente que se transforma ou de produto que se forma, por unidade de tempo. 
 
Entendendo fatores que afetam as velocidades das reações químicas 
 
As velocidades das reações químicas são afetadas por fatores que alteram o número de 
colisões eficientes por unidade de tempo: quanto maior for esse número, maior será a velocidade 
da reação e vice-versa. Dentre esses fatores têm-se aqueles relativos aos reagentes – concentração 
e estado de agregação –, e os relativos às condições da reação – temperatura, catalisador, pressão. 
No EXPERIMENTO 1 a seguir, será estudada a reação conhecida “relógio de iodo”, a qual 
consiste em um dos métodos de obtenção dessa substância. O iodo (I2) pode ser identificado 
através do uso de amido, com o qual reage e forma um material de cor azul. As equações a seguir 
ilustram as alterações que ocorrem: 
3HSO3
-(aq) + IO3
-(aq) → I-(aq) + 3SO4
2-(aq) + 3H+(aq) 
5I-(aq) + IO3
-(aq) + 6H+(aq) → 3I2(aq) + 3H2O(l) 
I2(aq) + HSO3
-(aq) + H2O(l) → 2I-(aq) + SO4
2-(aq) + 3H+(aq) 
 
 
EXPERIMENTO 1 
1- Tomar 2 provetas de 10 mL. Em uma delas, colocar 10 mL de solução de iodato (IO3
−) 0,02 
mol/L e acrescentar 3 gotas de amido em água. Na outra, colocar 10 mL de solução de ácido 
sulfuroso (H2SO3) 0,01 mol/L. 
2- Tomar um béquer de 50 mL, colocá-lo sobre um papel branco e adicionar, ao mesmo tempo, 
as duas soluções preparadas no item 1. Anotar, no QUADRO 1 a seguir, o tempo necessário 
para observar a formação da cor azul, indicando a formação de iodo (I2). 
54 
 
3- Repetir os itens 1 e 2 considerando os dados apresentados no QUADRO 1 a seguir e 
anotando os resultados na coluna TEMPO. 
QUADRO 1 
 
Teste [IO3
-] [H2SO3] Tempo 
 (mol/L) (mol/L) (s) 
1 0,020 0,010 
2 0,010 0,010 
3 0,008 0,010 
4 0,006 0,010 
5 0,004 0,010 
 
Após analisar os dados apresentados e anotados no QUADRO 1, 
• Faça uma avaliação da dependência da velocidade da reação com a concentração do 
IO3
-? 
• Represente graficamente a variação da concentração com o tempo. 
• Use a teoria das colisões para explicar os resultados obtidos. 
 
 
No EXPERIMENTO 2 será demonstrado como a velocidade de uma reação varia com o estado 
de agregação do(s) reagente(s). Para ilustrar essa dependência será estudada a reação entre carbonato 
de cálcio (CaCO3) com solução de ácido clorídrico. 
 
EXPERIMENTO 2 
1. Tomar 2 tubos de ensaio e colocar, em cada um, 2 mL de solução de HCℓ 2 mol/L; 
2. Adicionar, ao mesmo tempo, em um dos tubos um pouco de carbonato de cálcio em pó e, 
no outro, em pedaços; 
3. Comparar o tempo de reação nos dois tubos. 
 
 
• Em qual dos dois tubos a reação foi mais rápida? Use a teoria das colisões para 
tentar dar uma explicação para o resultado obtido. 
55 
 
No EXPERIMENTO 3 vai ser feita uma avaliação de como a velocidade de uma reação varia 
com a temperatura. Para isso, o teste 4 do experimento 1 vai ser realizado em três temperaturas 
distintas. Anote o tempo de reação em cada uma das três situações, no QUADRO 2 a seguir: 
QUADRO 2 
 
Teste Temperatura (oC) Tempo (s) 
1 
2 
3 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 3 
1. Preparar um béquer de 500 mL com água e gelo e controlar a temperatura até o valor 
desejado para realizar o experimento. 
2. Realizar o item 1 do experimento 1, usando os dados apresentados para o teste 4. 
3. Manter as soluções de IO3
- e H2SO3 no béquer preparado no item 1, até que as 
temperaturas nos dois sistemas sejam as mesmas. 
4. Misturar as duas soluções, agitar e devolver imediatamente para o béquer com água a fim 
de manter a temperatura constante. 
5. Registrar o tempo que a mistura leva para ficar azul. 
6. Repetir o procedimento variando a temperatura da reação. 
 
 
Após analisar os dados registrados no QUADRO 2, responda: 
• Em qual dos três experimentos a reação foi mais rápida? E mais lenta? 
• Use a teoria das colisões para explicar os resultados observados. 
 
 
 
BIBLIOGRAFIA consultada 
FELICÍSSIMO, A.M.P. ET AL. Experiências de Química: técnicas e conceitos básicos: PEQ- 
Projetos de Ensino de Química. São Paulo: Ed. Moderna, Ed. da Universidade de São Paulo, 1979. 
56 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DA BAHIA 
INSTITUTO DE QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Salvador – Bahia 
2010 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA GERAL E NORGÂNICA 
QUI-037: QUÍMICA GERAL 
AULA PRÁTICA: Equilíbrio Químico 
57 
Equilíbrio Químico: a extensão das reações 
 
Objetivos: 
a. Identificar reações caracterizadas pela reversibilidade. 
b. Usar o Princípio de Le Chatelier no estudo de sistemas em equilíbrio. 
c. Entender a ação de um indicador ácido-base usando o conceito de equilíbrio químico. 
 
 
O que se entende por equilíbrio químico? 
 
 
 
Nas reações químicas, reagentes são transformados em produtos. Assim, as concentrações das 
substâncias que reagem (reagentes, R) são diminuídas e as daquelas que se formam (produtos, P) são 
aumentadas. De acordo com a cinética química, as concentrações das substâncias afetam as velocidades 
das reações: ao longo de uma reação, a velocidade no sentido de R → P diminui e a de P → R aumenta. 
Num dado instante, atinge um ponto em que essas velocidades se igualam e diz-se que o equilíbrio foi 
estabelecido. A figura a seguir ilustra esse fato: 
 
 
 
 
Considera-se que o equilíbrio químico é alcançado quando as reações direta e inversa ocorrem à 
mesma velocidade; esse sistema pode ser representado como abaixo, onde a seta dupla representa que as 
reações nos dois sentidos estão ocorrendo com as mesmas velocidades: 
P → R 
R → P 
58 
 
 
Reagentes Produtos 
 
É importante salientar que o equilíbrio químico é uma condição dinâmica: todas as substâncias 
presentes estão sendo continuamente formadas e transformadas, na mesma velocidade. Além disso, 
no equilíbrio, as concentrações de reagentes e produtos podem não ser iguais: o ponto em que as 
velocidades se igualam pode ser qualquer um entre o 100% de reagentes e o 100% de produtos. A 
extensão em que a reação direta ou inversa é favorecida, uma em relação à outra, é uma característica 
da reação sob determinadas condições. 
Quando sistemas em equilíbrio são submetidos a qualquer perturbação exterior, o equilíbrio 
desloca-se no sentido contrário a fim de minimizar esta perturbação. Esse é o enunciado do 
“princípio de Le Chatêlier”, que pode ser usado para fazer previsões qualitativas sobre a resposta de 
um sistemaem equilíbrio às diversas variações nas condições externas. 
Nessa aula serão realizados dois experimentos para ilustrar alguns sistemas em equilíbrio. As 
presenças de reagentes e produtos serão identificadas via indícios experimentais tais como 
alteração de cor (EXPERIMENTO 1) e mudança de pH (EXPERIMENTO 2). 
 
 
EXPERIMENTO 1 
 
 
 
1. Em um tubo de ensaio adicionar 10 gotas de solução 1 mol/litro de cloreto cobalto(II). 
✓ Qual é a cor da solução? Considere essa como a cor da espécie [Co(H2O)6]
2+. 
2. Em outro tubo de ensaio colocar 01 gota da solução do tubo preparado no item 1 e 
adicionar 10 gotas de solução de HCℓ 8 mol/litro. 
✓ Houve mudança na coloração do sistema? Considere essa como a cor da espécie 
[CoCℓ4]
2−. 
3. Em um terceiro tubo de ensaio faça os testes a seguir, observando as cores e 
comparando-as com aquelas dos itens 1 e 2: 
i) 4 gotas da solução de cloreto de cobalto(II) + 12 gotas da solução de HCℓ. 
ii) À mistura do item (i) acima, adicionar 6 gotas de água. 
iii) À mistura do item (ii) acima, adicionar 12 gotas de solução de HCℓ. 
59 
 
 
 
ESCREVA A EQUAÇÃO QUE REPRESENTA O EQUILÍBRIO ESTABELECIDO ENTRE AS 
ESPÉCIES [CO(H2O)6]
2+ E [CoCℓ4]
2−. 
COM BASE NOS TESTES 1, 2 E 3 ACIMA E SABENDO QUE A CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES 
É UM FATOR QUE ALTERA O EQUILÍBRIO, USE O PRINCÍPIO DE LE CHATELIER PARA EXPLICAR 
OS RESULTADOS OBSERVADOS. 
 
4. Em um quarto tubo de ensaio, colocar 10 gotas da solução de cloreto cobalto(II), aquecer 
o tubo em banho-maria e observar a cor da solução após o aquecimento. A seguir, deixar 
resfriar o tubo e, novamente observar a cor da solução. 
 
COM BASE NO TESTE 4 ACIMA, SABENDO QUE A TEMPERATURA DO SISTEMA É UM FATOR 
QUE ALTERA O EQUILÍBRIO E QUE A FORMAÇÃO DO [CoCℓ4]
2− A PARTIR DO CO(H2O)6]
2+ É 
UM PROCESSO ENDOTÉRMICO, USE O PRINCÍPIO DE LE CHATELIER PARA EXPLICAR OS 
RESULTADOS OBSERVADOS. 
 
Experimento 2 
 
 
1- Colocar em um tubo de ensaio 1 mL de uma solução de HCℓ 1 mol/L e três gotas de 
fenolftaleína; 
✓ Qual é a cor da mistura? 
2- Em seguida, adicionar, gota a gota, solução de hidróxido de sódio, NaOH, 1 mol/L até 
observar mudança de coloração; 
✓ Qual é a cor dessa mistura? 
3- Adicionar novamente solução de HCℓ, gota a gota, até ocorrer nova mudança de 
coloração; 
 
A FENOLFTALEÍNA HC20H13O4 É UMA SUBSTÂNCIA ORGÂNICA E SUA SOLUÇÃO 
AQUOSA CONSTITUI UM SISTEMA EM EQUILÍBRIO, REPRESENTADO A SEGUIR: 
HC20H13O4(aq) + H2O = C20 H13 
- 
4 (aq) 
+ 
( aq) O + H3O 
60 
 
(incolor) (vermelha) 
SABENDO QUE A FENOLFTALEÍNA É INCOLOR EM MEIO ÁCIDO (NA PRESENÇA DE H3O
+) E 
VERMELHO EM MEIO BÁSICO (NA PRESENÇA DE OH−), USE A IDEIA DE EQUILÍBRIO QUÍMICO 
PARA EXPLICAR AS MUDANÇAS DE COR OBSERVADAS. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Bibliografia Consultada 
 
 
✓ Brown, T.L., LeMay, H. E., Bursten, B. E. Química, a ciência central. São Paulo: Pearson 
Education do Brasil, 2007, cap. 15. 
✓ Russel, J.B. Química: Equilíbrio químico. 2ª ed., v. 2. São Paulo: Makron Books do Brasil 
Ltda, 1994, cap.14. 
✓ GEPEQ Química Nova: Estudando o equilíbrio ácido-base. São Paulo: SBQ-Química 
Nova na Escola, 
61 
 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DA BAHIA 
INSTITUTO DE QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SALVADOR – Bahia 2009 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA 
QUI-037: QUÍMICA GERAL 
AULA PRÁTICA: Reações Ácido – Base 
62 
Ácidos e Bases: compostos que se neutralizam! 
 
Objetivos: 
d. Diferenciar conceitos ácido-base de Arrhenius, Brönsted-Lowry e de Lewis; 
e. Entender o processo de neutralização; 
f. Caracterizar soluções como ácidas ou básicas através da medida do pH; 
g. Reconhecer que o pH é uma função da concentração de íons H3O
+; 
h. Relacionar as forças de ácidos e bases com o grau de ionização em água. 
 
 
O que são ácidos e bases? 
 
 
A resposta mais correta para a questão “o que são ácidos e bases?” é: “depende”. Sim, 
depende se você está interessado em saber se “certa substância que está num recipiente é um 
ácido ou uma base” ou se quer saber “qual é a característica de uma dada espécie química 
que faz com que ela tenha propriedades ácidas ou básicas”. No primeiro caso, você necessita de 
uma definição que depende de fenômenos ou propriedades que você possa ver, tocar, sentir o 
gosto etc. Por exemplo, soluções aquosas de ácidos têm sabor azedo, tornam vermelho o papel 
de tornassol, reagem com certos metais liberando hidrogênio, H2(g). Soluções aquosas de 
bases têm sabor amargo, tornam azul o papel de tornassol, são escorregadias ao tato. 
Mas se você está interessado em saber qual é a característica que faz com que uma dada 
molécula apresente propriedades ácidas ou básicas, a resposta para a questão “o que são ácidos e 
bases?” não é simples. Na verdade, não há uma resposta simples e inequívoca! 
Em 1887, Arrhenius propôs que ácido é qualquer espécie que produz íons H+ em água e, 
base, produz íons OH−. Mais tarde, estudos dessas soluções aquosas apresentaram evidências de que 
esse íon H+ não existe mas que ele combinava-se quimicamente com a molécula H2O para formar o 
íon H3O
+, o qual é chamado de hidrônio. 
63 
 
 
 
1. Cloreto de hidrogênio, HCℓ, é uma substância gasosa e é ácido de Arrhenius. Hidróxido de 
sódio, NaOH, é um sólido e é base de Arrhenius. Escreva equações que representem os 
comportamentos ácido do HCℓ e básico do NaOH. 
O conceito de Arrhenius é perfeitamente válido, mas muito limitado. Por exemplo, 
NH3(g), em água, produz soluções básicas, mas não contém íons OH−. Além disso, várias reações 
ácido-base ocorrem na ausência de água. 
Em 1923, Brönsted e Lowry, independentemente, definiram ácido como uma espécie que 
doa prótons (H+) e, base, como uma espécie que aceita prótons. 
 
2. Considere a reação do HCℓ gás com água e explique por quê: 
a) Cloreto de hidrogênio comporta-se como ácido de Brosted-Lowry. 
b) Água comporta-se como base de Bronsted-Lowry. 
 
 
3. Considere a reação entre NH3 e água e explique por quê: 
a) Água comporta-se como ácido de Bronsted-Lowry. 
b) Amônia comporta-se como base de Bronsted-Lowry. 
 
 
É importante notar que ácidos e bases estão intimamente ligados pelo conceito de Brönsted- 
Lowry, ou seja, para doar próton é preciso que tenha um receptor de prótons e vice-versa. 
Então, para alguma espécie atuar como ácido, uma base deve estar presente 
4. Em termos da definição de Arrhenius, uma base pode existir na ausência de um ácido? E 
segundo a definição de Brönsted? Discuta sua resposta. 
 
Um aspecto importante no conceito ácido-base de Brönsted-Lowry é o envolvimento da água 
como reagente. Na reação com cloreto de hidrogênio, a água reage como base. Na reação com 
amônia, a água reage como um ácido. Substâncias que podem atuar como ácido ou base são 
chamadas anfotéricas. 
64 
 
5. Qual a espécie formada quando a água atua como um ácido de Brönsted-Lowry? E como 
base? 
 
Outro ponto importante no conceito ácido-base de Brönsted-Lowry é que, quando um ácido 
doa um próton a uma base são formados um novo ácido e uma nova base. Estes são chamados, 
respectivamente, ácido conjugado e base conjugada. 
6. Considere as reações entre cloreto de hidrogênio e água, e entre amônia e água, e identifique 
os pares ácido-base conjugados. 
 
Muitas substâncias, como o dióxido de carbono, CO2, e trióxido de enxofre, SO3, não contêm 
hidrogênio na composição química, mas apresentam propriedades ácidas. Ainda em 1923, o 
cientista G. N. Lewis propôs uma definição ácido-base mais geral, que focaliza o par de elétrons em 
vez do próton. Segundo Lewis, ácido é toda espécie química capaz de receber um par de elétrons, e, 
base aquela capaz de doar um par eletrônico. 
7. Em termos da definição de Lewis, uma base pode existir na ausência de um ácido? Explique. 
 
 
 
Neutralização: diminuindo as propriedades ácidas e básicas! 
 
Uma propriedadedos ácidos é que eles neutralizam bases e vice-versa. Assim, quando 
ácidos e bases reagem, as propriedades de ambas as espécies diminuem e podem desaparecer; 
essa reação é chamada neutralização. Uma reação de neutralização muito comum é aquela entre 
ácido clorídrico e hidróxido de sódio; na verdade, a reação é entre H3O
+ e OH−, para formar água. 
Quando o número de íons H3O
+ é igual ao de OH-, eles reagem para produzir uma solução 
que não é ácida nem básica. O resultado é a neutralização de todas as propriedades associadas 
com ácidos e bases. Se há mais íons H3O
+ que OH− ou, ao contrário, a solução resultante será ácida 
ou básica, respectivamente. A seguir, o professor vai realizar o EXPERIMENTO 1 cujo objetivo é 
entender o processo de neutralização. 
65 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 1 
1. Planejar um experimento com o objetivo de efetuar uma reação de neutralização entre ácido 
clorídrico e hidróxido de sódio; 
2. Executar o experimento; 
3. Discutir os resultados observados. 
O fluido estomacal é uma solução de ácido clorídrico. O estômago produz uma pequena 
quantidade desse ácido o tempo todo e, portanto, um estômago ácido é o desejável. Mas a produção 
de ácido clorídrico pode ser estimulada por alguns tipos de alimentos, o que causa um excesso de 
acidez estomacal. Quando isto acontece, torna-se necessário tomar um antiácido como, por 
exemplo, Leite de Magnésia, que é uma mistura de Mg(OH)2 em água. 
 
8. Sabendo que o hidróxido de magnésio, Mg(OH)2, é uma base de Arrhenius, discuta como ele 
atua no estômago, diminuindo a acidez estomacal. Escreva a equação química que 
representa esse processo. 
 
 
 
Hidrólise de Íons: reações ácido-base de Brönsted-Lowry 
 
 
Quando um sal se mistura em água, a solução resultante pode apresentar um valor de pH 
igual ao da água pura (antes de adicionar o sal), mais baixo (solução ácida) ou mais alto (solução 
básica), dependendo dos íons formadores do sal. Se o pH da mistura é igual ao da água, os íons estão 
simplesmente hidratados e a concentração de H3O
+ é a mesma tanto na solução quanto na água pura. 
Mas se o pH é alterado, ou ocorreu reação entre o cátion do sal e a água (pHsolução < pHágua) ou entre 
o ânion do sal e a água (pHsolução > pHágua). Reações nas quais a água é um reagente são denominadas 
de hidrólise. No caso de sais, a hidrólise é uma reação entre o ânion ou o cátion e água, com 
formação de íons OH− ou H3O
+. 
9. Escreva as equações genéricas que representem a hidrólise de um ânion, A−, e a de um 
cátion, M+. 
66 
 
 
 
10. A partir da análise das equações que você escreveu, discuta por que as reações de íons 
com água são reações ácido-base de Brönsted-Lowry. 
 
A seguir, o professor vai realizar um experimento com o objetivo de verificar o 
comportamento de alguns sais em água. Observe e anote os valores de pH obtidos para todas as 
misturas de sais com água para compará-los com o da água pura. 
EXPERIMENTO 2 
1. Medir o pH da água destilada; 
2. Em três tubos de ensaio distintos, colocar um pouco da água destilada para a qual o pH foi 
determinado; 
3. Adicionar a cada tubo, separadamente, um pouco de cada um dos seguintes sais: cloreto 
de sódio (NaCℓ), hidrogenocarbonato de sódio (NaHCO3) e cloreto de alumínio (AℓCℓ3). 
4. Medir o pH de cada solução aquosa do sal e compará-lo com o da água destilada. 
 
 
Justifique o pH encontrado nas três soluções, usando o conceito ácido-base de Brönsted- 
Lowry. 
Escreva uma equação química que represente a reação ocorrida quando se usa 
hidrogenocarbonato de sódio no combate à acidez estomacal. 
 
O pH básico de uma solução de NaHCO3 justifica o seu uso como um dos principais 
componentes de medicamentos usados no combate à acidez estomacal. 
 
 
Forças de Ácidos e de Bases 
 
A ionização de um ácido em água produz íons H3O
+ e, de uma base, íons OH−; quanto maior 
é a fração do ácido ou da base que se ioniza, maior é a concentração dos respectivos íons em 
solução. Alguns ácidos, por exemplo, ácido clorídrico, HCℓ, ionizam-se quase que 
completamente em água; isso quer dizer que, para este ácido, a maioria das moléculas HCℓ, em 
67 
 
água, produz íons H3O
+. Para outros, como o ácido acético, somente uma fração das moléculas 
CH3OOH produz íons H3O
+ em água. 
 
Escreva as equações que representem as ionizações dos ácidos clorídrico e acético em 
água. 
Procure na literatura o valor da constante de ionização para estes ácidos. 
 
 
Ácidos que se ionizam quase que completamente em água são ditos ácidos fortes. Aqueles 
que se ionizam parcialmente são mais fracos. O mesmo critério é usado para classificar bases como 
fortes ou fracas. 
Experimentalmente, o grau de ionização pode ser determinado medindo-se a 
condutividade elétrica da solução, que será tanto maior quanto maior for o número de íons presentes. 
A medida de pH de uma solução também pode ser utilizada para se avaliar o grau de ionização do 
ácido ou da base, desde que se esteja trabalhando com soluções de mesma concentração. 
 
 
EXPERIMENTO 3 
1. Usando um papel indicador, medir o pH de cada uma das seguintes soluções: 
HCℓ 0,1 mol/ℓ 
HCℓ 0,001 mol/ℓ 
CH3COOH 0,1 mol/ℓ 
NaOH 0,1 mol/ℓ 
NH4OH 0,1 mol/ℓ 
2. Com base na análise dos resultados obtidos, responda: 
a) Qual ácido é mais forte HCℓ ou CH3COOH? E qual base, NaOH ou NH4OH? 
Justifique sua resposta. 
b) Por que o valor do pH da solução de HCℓ 0,001 mol/ℓ é praticamente o mesmo 
daquele da solução de CH3COOH 0,1 mol/ℓ? 
68 
 
Bibliografia Consultada 
 
VIVEIROS, A. M. V., MARTINS, C. R., ALVES, F. M., CEDRAZ, J. P. L., LÔBO, S. F., “Ácidos e Bases: classes 
opostas de compostos químicos” Manual de aulas práticas da disciplina Química Geral I, Salvador – BA, UFBA, 
Instituto de Química, Departamento de Química Geral e Inorgânica, 1998. 
MUROV, S. AND STEDJEE, B. “Experiments in Basic Chemistry”. 3rd ed. USA, John Willey & Sons, Inc., 1994, 
pag. 197-203. 
69 
 
70 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DA BAHIA 
INSTITUTO DE QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SALVADOR – Bahia 
2010 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA 
QUI-029 / QUI-003: QUÍMICA GERAL 
AULA PRÁTICA: Eletroquímica 
71 
 
Eletroquímica 
 
Objetivos: 
a. Estudar a relação entre a energia elétrica e transformação química. 
b. Entender como funciona a pilha de Daniel. 
c. Identificar a eletrólise como uma reação não-espontânea. 
 
 
Eletroquímica: entendendo mais sobre reações de oxirredução 
 
 
Eletroquímica é a parte da química que estuda os processos que envolvem transferências de 
elétrons, em reações denominadas oxirredução ou redox. Reações de oxirredução são bastante 
comuns como, por exemplo, combustão, obtenção e corrosão de metais, fotossíntese, respiração etc. 
Há dois tipos básicos de processos eletroquímicos: i) um no qual energia elétrica é gerada a partir 
da reação de oxirredução – processo espontâneo; ii) outro em que a reação ocorre com fornecimento 
de energia elétrica – processo não espontâneo. 
O processo espontâneo é conhecido como pilha, a exemplo dos diversos tipos de pilhas utilizadas 
comercialmente. Quando a energia elétrica é empregada para promover a reação química, o processo 
recebe o nome de eletrólise, muito importante na produção dos metais, hidróxido de sódio, 
hipoclorito de sódio etc. 
 
A seguir será realizado um experimento com o objetivo de identificar uma reação de oxirredução. 
 
 
Experimento 01 
 
1. Mergulhar uma barra de zinco, Zn(s), em uma solução aquosa, 1 mol/litro, de íons Cu(II). 
• Antes de realizar o item 1, observe e anote a cor da solução de Cu(II). 
2. Aguardar alguns minutos e observar alterações na superfície do zinco e na cor da solução 
de Cu(II). 
• Descreva o que você observou na superfície do zinco. 
72 
 
• Você observou alguma modificação na cor da solução? 
• Sabendo que os íonsZn2+(aq) são incolores e que o Cu(s) tem coloração 
avermelhada, o que você acha que aconteceu? 
• Escreva uma equação geral para representar o que aconteceu nesse experimento. 
 
 
O zinco metálico, Zn(s), transfere elétrons para os íons Cu(II), Cu2+(aq); assim formam-se 
íons Zn2+(aq) e cobre metálico, Cu(s). 
• Você acha que se fosse colocado uma placa de cobre metálico, Cu(s), em uma 
solução aquosa contendo íons Zn2+, ocorreria a formação de íons Cu2+(aq)? Discuta sua 
resposta. 
 
Pilha ou Célula Galvãnica: um tipo de célula eletroquímica 
 
 
No EXPERIMENTO 01 ocorreram duas semirreações, a de oxidação do Zn a Zn2+ e a de redução 
do Cu2+ a Cu. No EXPERIMENTO 02, as duas semirreações também vão ocorrer, mas em recipientes 
separados. A FIGURA 1 representa um esquema do equipamento onde as semirreações 
ocorrerão: 
 
 
 
Experimento 02 
 
1. Colocar, em um dos béqueres, solução 1 mol/litro de íons Zn2+ e mergulhar nessa solução 
um pedaço de zinco; 
FIGURA 1 
73 
 
2. No outro béquer, colocar solução 1 mol/litro de íons Cu2+ e mergulhar nessa solução uma 
placa de cobre; 
• Você observa indícios de que ocorre reação nos béqueres separados? 
3. Conectar os dois béqueres com uma ponte salina; 
4. Conectar um voltímetro entre o zinco e o cobre e observar a passagem da corrente 
elétrica; 
5. Medir a voltagem da pilha. 
 
 
O equipamento usado no EXPERIMENTO 02 é um exemplo de célula galvânica ou pilha. 
Célula galvânica é uma célula eletroquímica na qual uma reação química espontânea pode ser usada 
para gerar corrente elétrica. À medida que a reação acontece, ocorre a migração de íons através de 
material poroso ou de ponte salina: íons de carga positiva migram em direção ao catodo e íons de 
carga negativa migram em direção ao anodo. 
 
• Analise a FIGURA 1 e identifique: i) o catodo; ii) o anodo; iii) o sentido do fluxo de 
elétrons; iv) a ponte salina. 
 
• A partir do que foi observado no experimento 02, responda: 
i) Escreva as semiequações para as semirreações que ocorreram no catodo e no 
anodo. 
ii) Escreva a equação que representa o processo total. 
iii) Calcule a variação de potencial para o processo, segundo informações dadas a 
seguir, e compare-o com aquele obtido no experimento. 
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e− Eo = + 0,763 V 
Cu(s) → Cu2+(aq) + 2e− Eo = − 0,337 V 
 
• Compare a força oxidante e redutora das espécies químicas envolvidas no processo. 
 
 
• Qual a importância da ponte salina numa pilha? 
74 
 
Uma das maneiras de analisar a espontaneidade de processos químicos é avaliando os valores da 
variação da energia livre de Gibbs (G). No caso da reação aqui estudada, o valor da variação 
da energia livre padrão é Go = - 212 kJ/mol. Quanto mais negativo é o valor de Go mais 
espontâneo é o processo e, nas reações redox, esse valor reflete maior tendência de os elétrons serem 
transferidos do anodo, nessa reação o Zn(s), para o catodo. 
A relação entre o Go e o potencial padrão da célula, Eo, é dada pela equação (1): 
Go = −nFEo (1) 
Em que: F = constante de Faraday = 96.485 J.V−1.mol−1 e n = número de elétrons transferidos na 
reação. 
A equação que descreve potenciais de célula sob condições não-padrão é a chamada equação 
de Nernst, representada a seguir: 
E = Eo - 
 RT 
lnQ 
nF 
Em que Q = razão entre as concentrações dos reagentes e produtos, cada um elevado à potência 
de seus coeficientes estequiométricos. 
Eletrólise: uma reação redox não-espontânea 
 
A eletrólise é um processo de passagem de uma corrente elétrica através de uma solução 
iônica ou sal fundido para promover a reação redox. A eletrólise altera a polaridade dos eletrodos. 
Ao invés das reações que ocorreriam espontaneamente nos eletrodos, com o suprimento externo de 
energia, observa-se a ocorrência de reações reversas. Assim, para a redução, os elétrons são forçados 
para o catodo; este eletrodo ainda é o sítio de redução, mas na eletrólise ele está carregado 
negativamente, pois o suprimento externo de energia força os elétrons para o local da reação. O 
anodo ainda é o sítio de oxidação, mas na eletrólise ele é carregado positivamente. Ao forçar a 
oxidação do material, o suprimento externo remove os elétrons da região de reação de oxidação. 
No experimento 03 será realizada a eletrólise da água (H2O), num equipamento semelhante 
ao representado na FIGURA 2. Observe-o atentamente para, através dos resultados obtidos, você 
identificar os produtos da reação. 
75 
 
 
 
 
Experimento 03 
1. Utilizando o equipamento para a eletrólise, adicionar cerca de 3 mL de solução de 
fenolftaleína em cada tubo contendo a solução aquosa de sulfato de sódio 1 mol/L. 
2. Ligar a fonte e aguardar alguns minutos. 
3. Observar o volume dos gases formados e a coloração da solução nos dois tubos. 
• Quais os gases produzidos em cada um dos tubos? 
• Por que os volumes dos gases produzidos foram diferentes? 
• Como explicar a diferença de coloração da solução em cada tubo? 
• Escreva as semiequações para as semirreações do cátodo e do ânodo. 
 
 
 
 
 
Bibliografia Consultada 
 
BROWN, S. L. E HOLME, T. A. Química geral aplicada à engenharia. Tradução: Maria Lúcia 
Oliveira. São Paulo: Cengage Learning Edições Ltda. 2010 
 
RUSSELL, J. B. Química Geral. São Paulo: Makron-Books do Brasil, vol. 2, 1994. 
 
FIGURA 2