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AAUULLAASS PPRRÁÁTTIICCAASS 
DDEE 
QUÍMICA GERAL 
 
 
 
 
 
 
CADERNO DE LABORATÓRIO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
INSTITUTO DE ENGENHARIA E TECNOLOGIA - IET 
UNI-BH 
 
2013 
 
 
 
 
Material adaptado pela Prof
a
. Dr
a
. Ivana Lula a partir do material original produzido pelo Prof. Adolfo Pimenta de Pádua (2007). 
 
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Química Geral 
CENTRO UNIVERSITÁRIO DE BELO 
HORIZONTE 
SUMÁRIO 
 
 
EXPERIMENTOS: 
1. INTRODUÇÃO AO LABORATÓRIO 
2. AQUECIMENTO E MEDIDA DE TEMPERATURA 
3. RESFRIAMENTO E MEDIDA DE MASSA 
4. TESTE DA CHAMA 
5. DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DA GASOLINA 
6. REAGENTES 
7. ESTEQUIOMETRIA: Decomposição Térmica do NaHCO3 
8. PREPARO DE SOLUÇÕES 
9. REAÇÕES E EQUAÇÕES QUÍMICAS 
10. REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO 
11. CÉLULAS ELETROQUÍMICAS 
12. NORMAS GERAIS DE SEGURANÇA 
13. TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS 
 
 
 
 
 
 
 
ATIVIDADES ANTERIORES À AULA 
 
Leia todo o roteiro de prática 
Faça os exercícios de fixação 
Não chegue atrasado ao laboratório 
Não esqueça o jaleco 
 
 
 
ATIVIDADES POSTERIORES À AULA 
 
Faça o relatório 
Faça os exercícios complementares 
Reveja o relatório corrigido. 
 
 
 
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HORIZONTE 
INTRODUÇÃO 
LABORATÓRIO 
O laboratório é um recinto construído especialmente para execução e experimentos. Ele deve apresentar instalações 
de água, gás e eletricidade e ser muito bem ventilado e iluminado. Um laboratório pode tornar-se um lugar muito 
perigoso caso haja o uso inadequado dos materiais e equipamentos nele existentes. A maior parte dos acidentes que 
podem ocorrer em um laboratório é provocada pelo desconhecimento de algumas regras básicas de segurança, por 
isso, é importante conhecer algumas dessas normas: 
 
1. USAR: 
 CALÇA COMPRIDA, 
 SAPATOS FECHADOS* 
 CABELOS PRESOS, 
 JALECO DE ALGODÃO 
. 
*SAPATILHAS (QUE DEIXAM O PEITO DO PÉ DESPROTEGIDO) E SAPATOS DE SALTO ALTOS NÃO SERÃO 
PERMITIDOS. 
 Usar óculos de proteção, luvas apropriadas e máscaras sempre que as situações assim o exigirem; lavar as 
mãos com freqüência durante o trabalho laboratorial e ao final do mesmo; proteger as feridas expostas e 
evitar o manuseio dos aparelhos elétricos com as mãos úmidas; 
 
2. Ter sempre em mente que o laboratório é um local sério e de risco potencial; 
3. Nunca trabalhar sozinho no laboratório; 
4. Não correr nem brincar no laboratório; 
5. Manter os acessos desimpedidos; 
6. Não colocar livros, sacolas, ferramentas, etc. sobre as bancadas ou sobre os bancos; 
7. Não comer, beber ou fumar no interior do laboratório devido ao perigo de contaminação com substâncias tóxicas 
e à presença de inúmeras substâncias inflamáveis; 
8. Manter os extintores de incêndio em condições de uso; 
9. Manter o local sempre limpo e organizado; 
10. Fechar gavetas e armários logo após o uso; 
11. Não se deve usar lentes de contato em laboratórios, principalmente nas aulas de química orgânica; 
12. Recorrer sempre ao professor se algo irregular acontecer; 
13. Nunca provar ou cheirar qualquer reagente químico sem autorização do professor; 
14. Nunca introduzir pipetas sujas nos frascos de reagentes; 
15. Nunca pipetar líquidos com a boca, usando para isto aparelhos apropriados, como a pêra (a única exceção é a 
água destilada); 
16. Proteger o rótulo do frasco com a mão ao transferir um líquido, cuidando para não deixar escorrer; 
17. Pesquisar as propriedades físicas e a toxidez das substâncias que serão utilizadas antes de iniciar o experimento; 
18. Criar o hábito de ler atentamente o rótulo dos frascos antes de manusear qualquer substância para obter 
informações adicionais e tomar o conhecimento dos riscos e cuidados necessários na sua utilização; 
19. Prestar muita atenção ao trabalho que está realizando; 
20. Sempre ler as instruções do procedimento antes de iniciar o trabalho; 
21. Nunca devolver reagentes que sobraram às garrafas de origem, coloque os refugos e sobras nos francos indicados 
para este fim; 
Itens obrigatórios para a participação nas aulas 
práticas 
 
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22. Manipular reagentes voláteis na capela; 
23. Materiais que podem rolar, como pipetas, deve ser sempre colocados perpendicularmente à beirada da bancada; 
24. Nunca aquecer solventes voláteis e inflamáveis, usar o banho-maria e, se possível, trabalhar na capela; 
25. Nunca apontar a abertura do tubo de ensaio para um colega e nem olhar pela abertura se o tubo estiver sendo 
aquecido ou contiver água ou reagentes quentes; 
26. Nunca aquecer reagentes em sistemas fechados; 
27. Sempre que for necessária a diluição de um ácido concentrado, adicione-o lentamente e sob agitação sobre a 
água. Nunca faça o contrário. 
28. Conhecer a localização dos materiais de segurança e saber usá-los, quando necessário; 
29. Fechar cuidadosamente as torneiras dos bicos de gás após serem utilizados; 
30. Nunca deixe frascos de reagentes abertos, após sua utilização; 
31. Nunca deixe materiais próximos à beirada da bancada; 
32. Se algum líquido for derramado no chão comunique imediatamente o professor para saber como limpá-lo; 
33. Não jogar nenhum material sólido dentro de pias. Observar sempre a maneira correta de descartar as substâncias 
utilizadas ou obtidas em uma experiência; 
34. Ao encerrar os trabalhos práticos, cabe ao aluno lavar a vidraria usada, colocar o material utilizado nos devidos 
lugares, verificar se as chapas, mantas e equipamentos utilizados estão desligados, bem como se os bicos de gás, 
registros e torneiras estão fechados. 
35. Nos laboratórios e nos rótulos das embalagens de reagentes são utilizados símbolos de segurança, que têm a 
finalidade de informar e alertar sobre a existência de perigo. 
36. Antes de iniciar qualquer experiência no laboratório, é importante familiarizar-se com os equipamentos 
disponíveis, conhecer seu funcionamento, indicação de uso e a maneira correta de manuseá-los. 
37. As vidrarias e os aparelhos de laboratório são utilizados em montagens diversas destinadas à separação das 
substâncias que constituem as misturas. Para separas misturas homogêneas, são utilizados processos físicos que 
envolvem transformações físicas como a mudança de fase de agregação. O manuseio correto e a manutenção 
adequada de vidrarias e reagentes estão diretamente relacionados ao sucesso da experiência e à obtenção de 
resultados confiáveis. 
 
 
Normas para as Aulas Práticas 
 O aluno que chegar atrasado não poderá assistir à aula. (Tolerância de 15 minutos) 
 Casos excepcionais deverão ser discutidos com o professor 
 
 
 
 
 
 
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Alguns Materiais utilizados em laboratório de Química Geral 
1. Tubo de ensaio: utilizado principalmente para efetuar reações químicas em pequena escala. 
2. Béquer: recipiente com ou sem graduação, utilizado para o preparo de soluções, aquecimento de líquidos, 
recristalizações. 
3. Erlenmeyer: frasco utilizado para aquecer líquidos ou para efetuar titulações. 
4. Kitasato: frasco de paredes espessas, munido de saída lateral e usado em filtrações sob vácuo. 
5. Balão volumétrico: recipiente calibrado, de precisão, destinado a conter um determinado volume de líquido, a 
uma dada temperatura;utilizado no preparo de soluções de concentrações definidas. 
6. Proveta: frasco com graduações, destinado a medidas aproximadas de volume de líquidos. 
7. Bureta: equipamento calibrado para medida precisa de volume de líquidos. Permite o escoamento do líquido e é 
muito utilizada em titulações. 
 
 
Pipeta: equipamento calibrado para medida precisa de volume de líquidos. Existem dois tipos de pipetas: pipeta 
graduada (8) e pipeta volumétrica (9). A primeira é utilizada para escoar volumes variáveis e a segunda para escoar 
volumes fixos de líquidos. 
10. Funil: utilizado na transferência de líquidos de um frasco para outro ou para efetuar filtrações simples. 
11. Vidro de relógio: usado geralmente para cobrir béqueres contendo soluções e finalidades diversas. 
12. Dessecador: utilizado no armazenamento de substâncias quando se necessita de uma atmosfera com baixo teor 
de umidade. Também pode ser utilizado para manter as substâncias sob pressão reduzida. Existem vários tipos. 
13. Pesa-filtro: recipiente destinado à pesagem de sólidos. 
14. Bastão de vidro: usado na agitação e transferência de líquidos. 
15. Funil de separação: equipamento para separar líquidos não miscíveis. Existem vários modelos. 
 
 
Condensador: Equipamento destinado à condensação de vapores, em destilações ou aquecimento sob refluxo. 
Existem três tipos básicos, condensador reto ou liso (16), de bola (17) e espiral (18). O condensador de bolas é usado 
para refluxo, enquanto os outros modelos são mais utilizados em destilações. 
19. Termômetro: Usado para medidas de temperatura. 
 
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Materiais de porcelana 
20. Funil de Büchner: utilizado em filtrações por sucção, devendo ser acoplado a um kitasato. 
21. Cápsula de porcelana: usada para efetuar evaporação de líquidos. 
22. Cadinho: usado para calcinação de substâncias. 
23. Almofariz (gral) e pistilo: destinados à pulverização de sólidos. Além de porcelana, podem ser feitos de ágata, 
vidro ou metal. 
 
 
 
 
 
 
Materiais metálicos 
 
 
 
32. Tripé: usado como suporte, principalmente de telas e triângulos. 
33. Bico de gás (Bunsen): fonte de calor destinado ao aquecimento de materiais não inflamáveis. 
34. Banho de água ou banho-maria: utilizado para aquecimento até cerca de 100C. 
 
 
 
 
 
Suporte (24), mufa (25) e garra (26): peças metálicas usadas para montar 
aparelhagens em geral. 
Grampos: peças de vários tipos, como Mohr (27) e Hoffmann (28), cuja 
finalidade é impedir ou reduzir o fluxo de líquidos ou gases através de tubos 
flexíveis. 
Pinça Casteloy (29): usada para segurar objetos aquecidos. 
30. Tela de amianto: tela metálica, contendo amianto, utilizada para 
distribuir uniforme-mente o calor, durante o aquecimento de recipientes de 
vidro à chama de um bico de gás. 
31. Triângulo de ferro com porcelana usado principalmente como suporte 
em aquecimento de cadinhos. 
 
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MODELO DE RELATÓRIO: 
Um relatório é um relato detalhado de um experimento científico, geralmente realizado em laboratório. 
Aprender a elaborar um relatório significa, antes de tudo, aprender a organizar dados, informações e resultados 
obtidos e transmiti-los de maneira correta, segundo os critérios científicos aceitos no mundo todo. Assim, o 
relatório faz parte do experimento. 
Devido à importância de se saber escrever bem dados científicos, o que também é de extrema importância 
para professores, após a realização de alguns experimentos desta disciplina, cada equipe de alunos elaborará um 
Relatório Cientifico. Este deverá ser entregue, no inicio da próxima aula prática, impreterivelmente. Nesse relatório 
deverão constar obrigatoriamente, e na seqüência indicada abaixo, os seguintes itens: 
 1- Capa: O nome da instituição, o nome dos autores, titula do experimento e local/data de realização do 
experimento. 
 2- Introdução: Compreende uma breve descrição do assunto central do experimento. Uma introdução pode conter 
também uma descrição teórica sobre o objeto em estudo extraído de livros textos relacionado ao assunto. 
 3- Objetivos: Parte do relatório onde são apresentados os objetivos específicos do experimento, ou seja, o que 
realmente se quer observar. Este item pode ser o ultimo parágrafo da introdução. 
 4- Parte Experimental 
 4.1- Materiais (Reagentes, Vidraria, Equipamentos) 
 4.2- Métodos (Descrição dos procedimentos) 
Deve conter uma descrição precisa e detalhada dos procedimentos utilizados, inclusive modificações que tenham 
sido feitas no roteiro, informando todos os dados importantes como qualidade dos reagentes, solventes, tempo, 
temperatura da reação, métodos de análise, etc. Deve conter uma lista dos materiais, instrumentos, reagentes e 
soluções utilizadas. 
 5- Resultados e Discussão 
 Os resultados obtidos devem ser apresentados da forma mais clara e completa possível, na forma de 
tabelas, gráficos, equações químicas, cálculos etc. Os dados devem estar inseridos dentro de um texto, seguindo 
uma seqüência lógica e de fácil entendimento. Os resultados obtidos devem ser discutidos, ou seja, comentados 
pelos autores. Devem discutir possíveis fontes de erro, correlacioná-los com os dados obtidos, e, sempre que 
possível, comparar os resultados obtidos com os da literatura. 
 6- Conclusões: Constitui numa análise critica e resumida do trabalho todo tendo relação estreita com os objetivos 
propostos. Neste item deve ser verificado se os objetivos específicos foram atingidos, podendo-se ainda fazer 
proposições que levem a melhores resultados. 
7- Exercícios de Fixação e Questões Extras 
8- Referências Bibliográficas: Lista de livros ou obras de referência e artigos de revistas utilizados na confecção dos 
relatórios. 
 
 
 
 
O RELATÓRIO DEVE SER 
MANUSCRITO. 
 
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Experimento 01: 
INTRODUÇÃO ÀS TÉCNICAS DE LABORATÓRIO 
 
 A execução de qualquer experimento químico envolve a utilização de uma variedade de equipamentos de 
laboratório, a maioria com finalidades específicas. A utilização de um determinado equipamento ou material 
depende dos objetivos e das condições em que a experiência será executada. 
 Os resultados experimentais devem ser expressos corretamente, em uma linguagem técnica empregando 
unidades métricas adequadas. 
 
TRATAMENTO DE DADOS EXPERIMENTAIS: 
 
MEDIDAS, EXATIDÃO e PRECISÃO: 
 
Medir é comparar a magnitude de uma grandeza com a magnitude de um padrão arbitrário (unidade de 
medida). O valor determinado para a grandeza é sempre afetado por erros. As fontes de incerteza são o aparelho 
utilizado, o sistema e o operador. 
A incerteza pode ser expressa pelo erro absoluto, erro relativo ou erro percentual: 
 Erro absoluto = diferença entre o valor da grandeza e o da medida. 
 Erro relativo = erro absoluto dividido pelo valor da medida. 
 Erro percentual = erro relativo multiplicado por cem. 
 
Todas as medidas estão sujeitas a certo erro, podendo diferir dos valores de referência (X) e dos valores 
individuais (xi) entre si. 
Exatidão de uma medida é a correspondência entre o valor medido e o valor de referência. 
Precisão é a concordância entre varias medidas feita no experimento. 
 
4 5 6 1098
Figura 1: Exatidão/Precisão
Exatidão Elevada e Alta Precisão
Exatidão Baixa e Boa Precisão
Exatidão e Precisão Baixas
 
Em uma série de n medidasrepetidas da mesma grandeza física, os valores observados (xi) diferem uns dos 
outros e se situam dentro de uma faixa de dispersão, centrada em torno de um valor médio de X ( ), obtido pela 
média aritmética das medidas: 
 
 
 
 
 
 
A dispersão de um experimento é avaliada através de seu desvio padrão (s): 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
O desvio padrão é utilizado para comparar a precisão dos resultados. Quanto menor o desvio maior a 
precisão. 
Para uma única medida o desvio é igual ao erro do aparelho (), que é fornecido pelo fabricante, e na 
ausencia deste dado, convencionalmente, o desvio é igual a metade da sensibilidade (S) do aparelho (metade da 
menor divisão). 
 
 
 
 
 
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Ex: 
Capacidade da bureta de um laboratório: V = 50 mL 
 Graduação = 0,1 mL → (50,00 ± 0,05) 
 
ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS E NOTAÇÃO CIENTÍFICA 
 
Algarismos significativos são usados para exprimir a exatidão da medida. Os algarismos significativos são 
somente os dígitos permitidos pelo instrumento medidor. 
Em números menores do que 1, os zeros que aparecem entre a vírgula e o primeiro algarismo diferente de 
zero não são significativos; os zeros que aparecem depois dos algarismos diferentes de zero podem ser significativos 
dependo do aparelho utilizado para a realização da medida. 
Ex: (0,0039): dois algarismos significativos 
 (0,3900): cinco algarismos significativos 
 
Números com muito algarismos devem ser expressos preferencialmente em notação científica. Ex: 
1250000 cm-1  1,25 x 106 cm-1 (sete algarismos significativos) 
1250 cm-1  1,25 x 104 cm-1 (cinco algarismos significativos) 
 
MEDIDA DE VOLUME DE LÍQUIDOS 
 A capacidade de um aparelho de medida de volume é o volume máximo de líquido que pode ser medido de 
uma só vez. Geralmente a capacidade está gravada no aparelho. 
 Não use um aparelho de capacidade inferior ao valor da medida: medindo duas vezes erra-se mais. 
 Não use aparelho com capacidade muito superior ao valor da medida: prefira um aparelho com capacidade 
igual ou ligeiramente superior. 
 Os aparelhos denominados volumétricos (balão volumétrico e pipeta volumétrica) medem apenas o volume 
igual à capacidade do aparelho, porém com grande exatidão. São empregados principalmente em química analítica. 
O erro que afeta estes aparelhos deve ser determinado experimentalmente ou, o que é mais cômodo, consultando o 
catálogo do fabricante. 
Os aparelhos graduados (proveta, bureta e pipeta graduada) medem volumes iguais à capacidade do aparelho e 
frações da capacidade, de acordo com a escala. 
Os erros que afetam as medidas executadas nos aparelhos graduados podem ser calculados a partir da escala. 
Considera-se a metade da menor divisão da escala (desvio avaliado) como sendo o erro (máximo) que afeta as 
medidas executadas no aparelho. Para calcular o desvio avaliado (erro) de um aparelho graduado utilize a seqüência 
abaixo: 
1. Determine o valor da menor divisão do aparelho; 
2. Escolha um intervalo de volume do aparelho; 
3. Conte o número de divisões existentes no intervalo; 
4. Divida o volume escolhido pelo número de divisões; 
Obs: Muitos aparelhos já contém gravado o valor da menor divisão. 
5. Calcule o desvio avaliado, que será considerado como o erro; 
6. Divida a menor divisão por 2. 
 
Uma proveta cuja menor divisão é 1 mL terá um desvio avaliado de 0,5 mL e este será o erro atribuído a 
todas as medidas efetuadas nela. Portanto, os valores das medidas nela efetuadas, deverão ter, obrigatoriamente, 1 
algarismo após a vírgula. 
O valor de uma medida pode ser afetado por erros do operador ou do aparelho de medida. Os erros do 
operador são minimizados se forem observados os cuidados abaixo: 
 Os aparelhos de medida requerem limpeza esmerada para evitar que parte do líquido a ser vertido fique 
aderida às paredes; 
 Devem ser lavados três vezes com pequenos volumes do líquido a ser medido, para evitar contaminação ou 
diluição; 
 Os aparelhos de medida não devem ser secados em estufa, para que não fiquem descalibrados; 
 Nas medidas de volume, considere o menisco inferior como referência. Se o líquido for fortemente colorido e 
isso não for possível, use o menisco superior; 
 Faça as medidas colocando a marca da graduação, o menisco e seus olhos na mesma linha, para evitar erro 
de paralaxe. 
 
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Menisco 
inferior para 
líquidos 
incolores 
 
 
 
 
Trabalho Prático – Parte 1: 
 
Objetivos: 
Conhecer a organização e o funcionamento do laboratório; conhecer as instalações do laboratório; conhecer 
os equipamentos e materiais do laboratório; conhecer as Normas Gerais de Segurança. 
 
Procedimento Experimental: 
 
1- Apresentação do laboratório 
O professor apresentará: 
a) As informações sobre o curso prático, a rotina das aulas, as normas do laboratório, etc. 
b) O laboratório (instalações, organização, sistemas: elétrico, hidráulico, de gás, de exaustão, de 
segurança). 
c) Informações sobre Segurança no Trabalho (normas gerais de segurança e sistema de segurança do 
laboratório). 
d) Os aparelhos, equipamentos e materiais do laboratório. 
 
2- Reconhecimento das instalações e equipamentos do laboratório pelos alunos 
Os alunos examinarão as instalações, os aparelhos e os materiais apresentados. 
a) Localize no laboratório: 
1. O armário dos alunos (onde devem ser guardados os objetos pessoais volumosos). 
2. O quadro de avisos (para divulgação de avisos, gabaritos, notas, etc.). 
3. O chuveiro e o lavador de olhos (equipamentos de segurança). 
4. A capela (para trabalhar com materiais voláteis). 
5. A saída de emergência. 
b) Examine e identifique os equipamentos e materiais colocados nas bancadas dos alunos. 
1. O bico de gás. 
2. O reservatório de água destilada. 
3. Os reagentes (adquiridos no comércio ou preparados no laboratório). 
4. Os refugos (materiais resultantes das experiências nas aulas, para posterior recuperação, inativação ou 
descarte). 
5. Aparelhos de medida de volume. 
6. Materiais para aquecimento. 
7. Bibliografia de química prática (catálogos, handbook, manuais). 
8. Materiais diversos. 
 c) Examine os equipamentos e os materiais apresentados na bancada lateral. 
1. Montagem para filtração simples 
2. Montagem para separação de líquidos imiscíveis. 
3. Material para secagem. 
4. Material para pesagem. 
5. Material de segurança. 
 
 
 
Erro de paralaxe 
 
 
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d) Faça um desenho das seguintes vidrarias 
PIPETA GRADUADA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PIPETA VOLUMÉTRICA 
BURETA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PROVETA 
 
Exercícios de fixação 
 
1. O que é um laboratório? 
 
 
 
 
 
 
2. O que é um laboratório de ensino? 
 
 
 
 
 
 
3. Por que os laboratórios têm que adotar normas se segurança? 
 
 
 
 
 
 
4. Quais são os procedimentos adotados o curso prático para promover a segurança nas aulas práticas? 
 
 
 
 
 
 
 
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HORIZONTETrabalho Prático – Parte 2: 
 
Objetivos: 
Determinar a maneira correta de realizar medidas em equipamentos e vidraria de uso corrente em trabalhos 
práticos e expressar corretamente estas medidas. 
 
Procedimento Experimental: 
a) Examine a proveta, a pipeta graduada e a bureta, nesta ordem. 
Para cada aparelho: determine a capacidade, a menor divisão e o desvio avaliado. 
A capacidade geralmente está gravada na parte superior do aparelho. A capacidade do aparelho não é uma 
medida e, portanto, deve ser anotada sem algarismos decimais. 
A menor divisão da escala muitas vezes vem gravada na parte superior do aparelho. 
O desvio avaliado é a metade da menor divisão da escala do aparelho. 
A menor divisão e o desvio avaliado, usualmente, são anotados com um único algarismo significativo. 
 
Aparelho Capacidade Menor divisão Desvio avaliado 
Proveta 
Pipeta graduada 
Bureta 
 
b) Suponha que, em cada aparelho, tenha sido feita uma medida igual à sua capacidade. 
Escreva o valor das medidas com o número correto de algarismos e a unidade, de acordo com o desvio 
avaliado do aparelho, mas sem explicitá-lo. 
O número de algarismos decimais do desvio avaliado define o número de algarismos decimais do valor da 
medida. 
Medida igual à capacidade 
Proveta Pipeta graduada Bureta 
 
 
2- Os aparelhos volumétricos: 
a) Examine o balão volumétrico e a pipeta volumétrica. Anote a capacidade e o erro dos aparelhos. 
 
Aparelho Capacidade Erro Medida 
Balão volumétrico 
Pipeta volumétrica 
 
b) Suponha que, para cada aparelho, tenha sido feita uma medida igual à sua capacidade. 
Escreva, na coluna Medida o valor das medidas com o número correto de algarismos e a unidade, sem explicitar o 
erro. 
 
 
 
3- Medidas com a proveta: 
 
a) A um béquer, adicione, usando a proveta, o volume de liquido correspondente à metade da capacidade da 
proveta. Anote o valor do volume na tabela. 
 
Volume Proveta 
 
 
 
 
 
 
 
 
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4- Medida com a pipeta volumétrica: 
Caso a pipeta disponível em sua bancada esteja molhada, antes de usar, faça ambiente. O procedimento 
será demonstrado pelo professor. 
 
a) Coloque o liquido em um béquer pequeno para ser pipetado. 
b) Transfira do béquer pequeno para um béquer de 250 mL, usando a pipeta volumétrica, o volume de água 
correspondente à capacidade da pipeta volumétrica. 
Anote o valor do volume na tabela. As medidas devem ser expressas com o número de algarismos, de acordo com o 
erro do aparelho. 
 
Volume (pipeta volumétrica) 
 
 
5- Medidas com a bureta: 
 
Anote os dados nas tabelas. 
Antes de usar a bureta, faça “ambiente”. 
 
a. Encha uma bureta com a solução incolor, retire o ar do bico e abra a torneira até que a parte inferior do 
menisco da água coincida com o traço zero. 
b. Transfira, para um béquer, usando a bureta, o volume de líquido correspondente à metade da capacidade da 
bureta. 
As medidas devem ser expressas com o número de algarismos decimais, de acordo com o desvio avaliado do 
aparelho. 
Volume bureta 
 
c. Lave a bureta e faça ambiente com uma solução de KMnO4. 
d. Repita os procedimentos descritos nas letras (a) e (b) para a solução de KMnO4. 
Volume bureta 
 
 Qual a principal diferença entre as medidas feitas nas letras (b) e (c)? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6- Medidas com o balão volumétrico: 
1. Encha com água um balão volumétrico até o traço de referência. 
Qual é o volume de água contido no balão? Anote este volume com o número correto de algarismos, de 
acordo com o erro do balão. 
 
2. Transfira a água do balão para um béquer. 
 Observe a quantidade de água que ficou retida no interior do balão. Apenas pela observação, pode-se saber 
com exatidão o volume da água que ficou retida no balão? 
 
 
 
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 Considerando a observação anterior, pode-se saber com exatidão o volume de água transferido para o 
béquer? 
 
 
 Considere as observações anteriores, o valor do volume medido inicialmente e conclua: o balão volumétrico 
mede com exatidão o líquido contido ou o líquido transferido? 
 
 Use o valor do volume contido no balão (item a) e as respostas acima para redigir uma explicação sobre a 
utilização dos balões volumétricos. 
 
 
COMENTÁRIO: 
O balão volumétrico é utilizado principalmente em preparações de soluções: 
“ ... complete o volume com o solvente.” 
Não é correto utilizá-lo para transferir líquido. 
 
 
Exercícios complementares: 
 
Parte 01: 
1. Por que se deve trabalhar de jaleco no laboratório? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. Por que é importante conhecer as instalações e as normas de funcionamento do laboratório? 
 
 
 
 
 
 
 
 
3. O que é uma “capela”? Qual é a sua utilidade? 
 
 
 
 
 
 
 
 
7 
 
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4. Como é obtida e onde é armazenada a água destilada, usada no laboratório? 
 
 
 
 
 
 
5. O que são “refugos”? Quais são os destinos dos "refugos”? 
 
 
 
 
 
 
 
Parte 02: 
1. Qual são a sensibilidade e o desvio avaliado de uma régua cuja menor divisão é 0,1 cm? 
 
 
 
 
 
 
2. Entre as seguintes medidas qual é a mais precisa e a menos precisa? Justifique sua resposta 
(a) (1,0 ± 0,1) mL 
(b) (2,00 ± 0,01) mL 
(c) (9,8 ± 0,5) mL 
 
3. Foram feitas cinco medidas para a determinação da massa, com uma aproximação razoável, de um certo 
material. O mesmo equipamento e a mesma técnica foram utilizados na realização das medidas: 
(a) m1 = 21,25 kg 
(b) m2 = 21,24 kg 
(c) m3 = 21,27 kg 
(d) m4 = 21,27 kg 
 (e) m5 = 21,22 kg 
4. Com base nas medidas efetuadas qual deve ser o valor mais provável da massa (m) do material considerado? 
5. Dentre béquer, bureta, proveta, e pipeta volumétrica, cite o (s) aparelho (s) que: 
 
a) Não deve (m) ser usado (s) para medir 
 
 
 
 
b) Pode (m) medir vários volumes com grande exatidão 
 
c) Mede (m) um único volume 
 
 
 
 
d) Mede (m) transferindo o líquido 
 
 
 
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6. Examinando o catálogo do fabricante, verificou-se que um balão volumétrico de 250 mL apresenta um 
desvio de  0,12 mL. Expresse corretamente o volume que o balão pode medir, usando algarismos 
significativos e a unidade. 
 
 
 
 
7. Calcule o desvio avaliado e expresse, corretamente, o valor de uma medida igual a vinte mililitros, efetuada 
nos seguintes aparelhos: 
a) proveta cuja menor divisão é 2 mL 
 
 
b) proveta cuja menor divisão é 1 mL 
 
 
 
8. Expresse, corretamente, o volume de dez e meio mililitros, medidos em uma bureta cuja menor graduação 
é 0,1 mL. 
 
 
9. Considere os seguintes aparelhos, com 25 mL de capacidade: balão volumétrico, béquer, bureta, pipeta 
graduada, pipeta volumétrica e proveta. 
a) qual aparelho não é indicado para medir com boa 
exatidão? 
 
 
b) quais aparelhos medem o líquido vertido? 
 
c) quais são adequados para medir 20,00 mL? 
 
 
d) quais podem medir 20 mL? 
10. Calcule e expresse, corretamente, o resultado das seguintes operações. 
a) 25,00 mL + 31,2 mL + 9 mL = 
 
 
 
b) 444 g - 22,2g = 
c) 20 m  4.000 s = 
 
 
 
d) 2,0 g/ml x 2,220 mL = 
 
11. Calcule o desvio relativo e o desvio percentual das medidas abaixo relacionadas. 
 Desvio relativo Desvio percentual 
a) (1,00  0,05) g 
 
 
b) (50,0  0,5)mL 
 
 
c) (20,00  0,05) mL 
 
 
d) (1.000  1) kg 
 
 
 
12. Através dos desvios relativos e percentuais, escolha a medida mais exata. 
 
 
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Experimento 02: 
AQUECIMENTO E MEDIDA DA TEMPERATURA 
 
 Uma maneira simples de se obter calor no laboratório é queimando gás de cozinha num bico de gás. 
O gás de cozinha ou gás liquefeito de petróleo (GLP), utilizado como combustível no bico de gás, é uma mistura gasosa 
onde predominam o propano (C3H8) e o butano (C4H10). 
Quando a combustão do gás consome a quantidade suficiente de ar, ela é completa: produz dióxido de carbono 
(CO2), água e a máxima quantidade de energia possível. Se a quantidade de ar for insuficiente, a combustão será 
incompleta, e haverá produção adicional de monóxido de carbono (CO), fuligem (C(s) ) e vários outros produtos, além 
de reduzir a produção de calor. 
O monóxido de carbono é tóxico. 
 O bico de gás funciona como os queimadores de gás de um fogão doméstico: possui válvulas para abrir e 
fechar a passagem do gás e válvulas para o controle do fluxo de gás e de ar. 
 Deve-se sempre trabalhar com o bico de gás regulado. Para regulá-lo, abra ou feche as entradas de gás e de 
ar, até obter a chama ideal, que é azulada. 
Nunca acenda um bico de gás perto de materiais inflamáveis. 
Se você tem cabelos longos, prenda-os. 
Deve-se ter sempre cuidado com materiais aquecidos, para evitar queimaduras. 
Vazamentos de gás são perigosos e podem ser descobertos por detectores ou pelo cheiro. 
Em caso de vazamento: não acenda fogo, feche as válvulas de gás, ligue o sistema de exaustão e abra as 
portas e janelas. 
Em caso de incêndio: use o extintor. 
É importante nunca se esquecer, no final do trabalho, de fechar todas as válvulas do sistema de gás. 
 
 O aquecimento de líquidos requer cuidados. Quando o aquecimento é feito lenta mente, as correntes 
térmicas homogeneízam a temperatura em toda a amostra. Se o aquecimento for rápido, uma região do líquido 
pode se superaquecer, ocorrer vaporização de parte do líquido e ocorrer projeção do material. 
 A tela de amianto colocada sob um béquer, onde se aquece água, espalha o calor evitando que uma região do 
fundo do recipiente sofra superaquecimento. As pérolas de vidro movimentando-se no meio de um líquido em 
aquecimento mistura o líquido quente com o líquido frio. Também se pode evitar o superaquecimento agitando o líquido 
com um bastão de vidro. 
 A difusão do calor pelas correntes térmicas é a maneira natural de a temperatura do líquido ser 
homogeneizada. 
Quando a pressão de vapor de um líquido iguala-se à pressão atmosférica, ele entra em ebulição. O líquido e 
o vapor entram em equilíbrio térmico e a temperatura permanece constante, como você irá comprovar. 
 A temperatura mede o estado de aquecimento de um corpo (muito ou pouco quente). Ela é uma propriedade 
intensiva: não depende da massa do corpo. 
 É a temperatura que nos dá a sensação de quente ou frio. Ela é uma medida da energia cinética média do 
material que constitui o corpo. 
 Existem várias maneiras de se medir a temperatura. Nas nossas aulas, usaremos os termômetros de mercúrio 
(líquido prateado) ou de álcool (líquido vermelho). 
 Os termômetros de vidro são frágeis e, portanto, devem ser manuseados com cuidado. 
 
NUNCA USE O TERMÔMETRO PARA MEDIR UMA TEMPERATURA MAIOR QUE A SUA CAPACIDADE. 
PARA REDUZIR A TEMPERATURA QUE O TERMÔMETRO MARCA, NÃO BALANCE O TERMÔMETRO, 
COLOQUE O BULBO (PARTE INFERIOR DO TERMÔMETRO) SOB A ÁGUA DA TORNEIRA OU ÁGUA FRIA. 
Exercícios de fixação: 
 
1. Quais são os principais constituintes do gás liquefeito de petróleo? 
 
2. Quais são as diferenças entre combustão completa e incompleta? 
 
3. Quais são os inconvenientes da combustão incompleta? 
 
 
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4. Qual é o principal cuidado que se deve ter ao trabalhar com o bico de gás? 
 
5. Como proceder no caso de vazamento de gás e em caso de incêndio? 
 
6. Como se pode evitar o superaquecimento de líquidos? 
 
7. O que é temperatura? 
 
8. Cite dois cuidados que se deve ter ao utilizar um termômetro. 
 
 
Objetivos: 
Manusear o bico de gás; aquecer líquidos; manusear o termômetro; observar a ebulição; traçar gráficos. 
 
Procedimento Experimental: 
 
1 - O manuseio do bico de gás 
Atenção: não abra demasiadamente as válvulas ao acender o bico de gás. 
Afaste os objetos e materiais inflamáveis do bico de gás. Se você tem cabelos compridos, prenda-os. 
Não ligue o bico de gás debaixo do termômetro ou da garra que está presa ao suporte metálico. 
 a) Localize as válvulas de saída de gás na bancada e na sua mesa. 
 b) Examine o bico de gás e localize os controles de ar e de gás. 
 c) Acenda o bico de gás. 
 d) Regule a chama. 
 e) Desligue o bico de gás fechando a válvula da mesa e, depois, a válvula do bico. 
1.1. Descreva como se liga corretamente o bico de gás. 
 
 
 
 
 
1.2. Descreva como se regula a chama do bico de gás. 
 
 
 
 
2 - Aquecimento e medida da temperatura de ebulição da água 
 
 a) Retire o termômetro da garra e examine sua escala. 
 
2.1. Qual é a temperatura máxima que o termômetro pode medir? 
 
 
2.2. Qual é a temperatura mínima que o termômetro pode medir? 
 
 
2.3. Qual é o valor da menor divisão da escala? 
 
 
2.4. Qual é o valor do desvio avaliado? 
 
 
O desvio avaliado é a metade da menor divisão da escala. 
O desvio avaliado é o erro que será atribuído às medidas efetuadas com esse termômetro. 
 
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b) Faça a montagem para aquecimento, conforme a figura a seguir. 
 
 
 
Montagem para o aquecimento 
 
c) Coloque cerca de 100 mL de água destilada em um béquer. 
d) Prenda o termômetro no suporte, calçando a garra com um anel de borracha ou uma rolha, de maneira que o seu 
bulbo (parte inferior) fique imerso na água. 
 Não encoste o termômetro no fundo ou nas paredes do béquer. 
A garra que prende o termômetro não deve cobrir a região que marca 100 ºC. 
e) Meça a temperatura da água, sem tirar o termômetro dela. (Este será o ponto zero da curva) 
Anote a temperatura da água usando o número correto de algarismos e a unidade. 
f) Coloque 5 ou 6 pérolas de vidro ou pedaços de porcelana no béquer. Acenda o bico de gás e aqueça o béquer. 
g) Observe as pérolas de vidro, a formação de bolhas de ar e as correntes térmicas, durante o aquecimento. 
h) Acompanhe o aquecimento do sistema anotando os dados de temperatura na tabela (intervalos de tempo fixos de 30 
segundos). 
i) Quando a temperatura quando esta estabilizar acompanhe o aquecimento por mais três minutos. 
j) Desligue o bico de gás, fechando as válvulas da mesa e depois a válvula do bico de gás. 
 
Resultados: 
 
1. Descreva o que você observou durante o aquecimento da água. 
 
 
 
2. De que são constituídas as bolhas que aparecem na água, no inicio do aquecimento? 
 
 
 
3. De que são constituídas as bolhas que se desprendem da água em ebulição? 
 
 
 
4. Escreva a equação química correspondente à vaporização da água. 
 
 
5. Compare o valor encontrado para a temperatura de ebuliçãoda água com o valor esperado (100°C a 1 atm). 
Explique a discrepância de valores. 
 
 
6. Com os dados obtidos durante o experimento construa um gráfico mostrando a variação da temperatura 
(eixo Y) em função do tempo (eixo X). Discuta o resultado obtido 
 
 
 
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Tabela: 
TEMPO (SEG) TEMPERATURA (
0
C) TEMPO (SEG) TEMPERATURA (
0
C) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GRÁFICO: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exercícios complementares: 
 
1. Para acender um bico de gás é mais correto: 
a) Abrir a válvula do gás e acender o fósforo. 
b) Acender o fósforo e abrir a válvula. 
2. Para regular a altura da chama e, a seguir, regular a sua cor, deve-se: 
a) Regular a entrada de ar e, depois, a entrada de gás. 
b) Regular a entrada de gás e, depois, a entrada de ar. 
3. Qual é o tipo de material químico que é perigoso estar próximo de um bico de gás em funcionamento? 
 
4. Como se reconhece que um bico de gás, em funcionamento, não está regulado? 
 
 
 
5. Como se regula um bico de gás para evitar a combustão incompleta? 
 
 
 
6. Cite alguns produtos indesejáveis da combustão incompleta. 
 
7. Qual é o inconveniente do superaquecimento de líquidos? 
 
8. Como a tela de amianto e as pérolas de vidro evitam o superaquecimento? 
 
9. Por que o bulbo do termômetro não deve encostar-se ao fundo ou nas paredes do béquer? 
 
10. Porque, durante a ebulição, a temperatura permaneceu constante? 
 
11. Suponha que o gás de cozinha seja constituído apenas de butano (C4H10(g)). 
a) Escreva a equação balanceada da combustão completa do butano, supondo que este reaja com o 
oxigênio (O2(g)) do ar produzindo apenas gás carbônico (CO2(g)) e água (H20(l)). 
 
b) Supondo que a reação produza apenas monóxido de carbono (CO(g)) e água, escreva a equação 
balanceada dessa combustão incompleta. 
 
c) Supondo que os produtos da reação sejam apenas fuligem (C(s)) e água, escreva a equação balanceada 
dessa combustão incompleta. 
 
12. Compare as quantidades de oxigênio consumidas em cada reação e relacione a quantidade de oxigênio 
consumida com a combustão completa e a incompleta. 
 
 
 
 
Anexo: Aquecimento e Variação de Temperatura (Material Adicional) 
O bico de gás é uma fonte rápida e intensa de calor no laboratório. Somente determinadas vidrarias podem 
ser aquecidas diretamente na chama (tubos de ensaio, cadinho de porcelana), outras poder ser aquecidas 
 
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indiretamente, empregando-se um banho-maria, contido, por exemplo, num béquer (termômetro) e outras nunca 
devem ser aquecidas (provetas, pipetas, buretas, balões volumétricos). 
BICO DE BUNSEN 
O bico de Bunsen foi inventado por Robert Wilhelm Bunsen em 1965. É utilizado em laboratório com a 
finalidade de produzir calor através da combustão. Para que ocorra a combustão é necessária a reação entre o 
combustível e o comburente. 
O combustível usado no laboratório é o gás comum de rua ou G.L.P (propano, C3H8 e butano, C4H10) e o 
comburente o oxigênio do ar atmosférico. Desta reação temos como produtos o gás carbônico (CO2), o monóxido de 
carbono (CO), vapor d’água e calor. 
Quando as quantidades dos componentes da combustão é estequiométrica, isto é, não existe excesso de nenhum 
deles, obtém-se a maior quantidade de calor da reação. Qualquer componente da reação sem reagir, rouba o calor 
da reação, abaixando o poder calorífico da chama. 
O bico de bunsen é constituído de: base (local por onde entra o combustível); anel (controla a entrada de ar – 
comburente) e corpo (onde ocorre a mistura dos componentes da combustão). 
Como vemos na figura, com o anel de ar primário parcialmente fechado, distinguimos três zonas da chama: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
a) Zona Externa: Violeta pálida, quase invisível, onde os gases francamente expostos ao ar sofrem combustão 
completa, resultando CO2 e H2O. Esta zona é chamada de zona oxidante. 
b) Zona Intermediária: Luminosa, caracterizada por combustão incompleta, por deficiência do suprimento de O2. 
O carbono forma CO o qual se decompõem pelo calor, resultando em diminutas partículas de C que, incandescentes 
dão luminosidade à chama. Esta zona é chamada de zona redutora. 
c) Zona Interna: Limitada por uma “casca” azulada, contendo os gases que ainda não sofreram combustão. 
 
Dependendo do ponto da chama a temperatura varia, podendo atingir 1560 ºC. 
Abrindo-se o registro de ar, dá-se entrada de suficiente quantidade de O2 (do ar), dando-se na região 
intermediária combustão mais acentuada dos gases, formando, além do CO, uma maior quantidade de CO2 e H2O, 
tornando assim a chama quase invisível. 
Os procedimentos básicos, na operação correta do bico de Bunsen são: 
1 – Fechar o anel de entrada do ar primário (combustão incompleta). 
2 – Abrir moderadamente a válvula do gás. 
3 – Acender a chama. 
4 – Abrir o anel de ar primário e ajuste a cor da chama regulando a entrada de ar (uma chama azul 
tendo um cone interno é a mais adequada). 
Para desligar: 
5 – Fechar a entrada de ar primário. 
6 – Fechar a válvula do gás. 
 
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Experimento 03: 
Resfriamento e Medida de Massa 
 
 Energia térmica ou calor é a energia que um corpo quente transfere a um corpo frio, quando estão em 
contato. 
 A temperatura determina a direção do fluxo decalor: sempre do corpo de maior para o de menor temperatura. 
Dois corpos com temperaturas diferentes trocarão calor até alcançarem o equilíbrio térmico, ou seja, até que ambos 
tenham a mesma temperatura. 
O calor está relacionado à variação das energias cinéticas dos dois corpos em contato. A energia cinética é 
armazenada nos movimentos de translação, vibração e rotação das moléculas, átomos ou íons, que constituem os 
corpos. 
Quanto maior for a energia cinética média do material que constitui o corpo, maior será seu conteúdo de 
energia e maior será a sua temperatura. Se o corpo perde calor, a energia cinética média diminui e sua temperatura 
também. A quantidade de calor transferida por um corpo depende da sua massa (propriedade extensiva) e a 
temperatura independe da massa do corpo (propriedade intensiva). 
As quantidades de calor são medidas, usualmente, em calorias ou em joules. 
 1 caloria (cal) é a quantidade de calor necessária para 
alterar a temperatura de 1 grama de água de 10C. 
1 caloria vale 4,184 Joules. 
 
Em nutrição utiliza-se, também, a caloria nutricional (Cal) que, na verdade, é a quilocaloria (kcal): 
 
1 Kcal = 4184 J 
 
A quantidade de calor envolvida no aquecimento ou no resfriamento de uma amostra de água pode ser 
calculada se a massa e as temperaturas inicial e final da amostra forem conhecidas. A quantidade de calor (Q) será 
proporcional à massa (m) da amostra e à variação de sua temperatura (t) : 
 
Q = c . m . t 
 
A constante de proporcionalidade (c), denominada de capacidade calorífica, vale 1,0 cal/g.oC, para a água e 
soluções aquosas. A capacidade calorífica é uma proprieda de característica de cada substância: 
 
 H2O 1,0 cal/g.
oC vidro 0,20 cal/g.oC 
 gelo 0,50 cal/g.oC ferro 0,12 cal/g .oC 
 
Uma maneira simples de resfriar um corpo é colocá-lo em gelo. Quando este se funde, cada grama absorve 
80 calorias do meio ambiente. Desta maneira, o corpo perderá calor para o gelo e reduzirá sua temperatura. 
O calor de fusão do gelo vale 80 cal/g. O calor absorvido na fusão é proporcional à massa fundida: 
 
Q = 80 cal / g . m 
 
Nesta aula, além da temperatura, você irá medir a massa utilizando uma balança. As balanças são 
instrumentos delicados e sensíveis e devem ser manipuladas com cuidado. 
 
 Sempre zere uma balança antes de efetuar uma pesagem. 
 Nunca ultrapasse sua capacidade. 
 Não pese pós ou líquidos diretamente no prato; use um recipiente adequado. 
 Em caso de derramamento, limpe imediatamente a balança. 
 Terminada a operação, desligue a balança. 
 Para as balanças que fornecem o valor da medida em visor, atribua o desvio  1 ao dígito de menor ordem 
de grandeza, caso não haja nenhuma informação no aparelho. 
Balança Gehaka 440: até 40 g, mede a massa com 3 algarismos decimais (miligramas) e de 40 a 400 g mede 
com 2 algarismos decimais (centigramas). 
 
 
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Exercícios de fixação: 
 
1. O que é “calor”? 
 
 
 
 
2. O que é “caloria”? 
 
 
 
 
 
3. O que é “capacidade calorífica”? Qual é o valor da capacidade calorífica da água? 
 
 
 
 
4. Quais são os dados necessários para se calcular a quantidade de calor absorvida ou liberada por um corpo? 
 
 
 
 
5. Qual é a quantidade mínima de calor necessária para fundir 1 g de gelo? 
 
 
 
 
 
 
6. Quais são os principais cuidados que se deve ter ao utilizar uma balança? 
 
 
 
 
 
Objetivos: 
 Manusear a balança e o termômetro. 
 Calcular o calor envolvido na fusão, no aquecimento e no resfriamento da água. 
 Efetuar cálculos envolvendo o equilíbrio térmico. 
 
Procedimento Experimental: 
 
1- Medida da temperatura de fusão do gelo 
a) Examine a escala do termômetro a ser usado. 
 a.1.Quais são as temperaturas máxima e mínima, medidas por esse termômetro? 
 a.2.Qual é o valor da menor divisão da escala? (O valor da menor divisão deve ser escrito sem 
algarismos decimais). 
 a.3. Qual é o valor do desvio avaliado? 
 
 
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2- Medida do calor de fusão do gelo e do calor de resfriamento da água 
 
a) Examine a balança. Anote na tabela abaixo a sua capacidade e o erro que afeta as medidas de 0 a 40g e de 
40 a 400g. Estas informações encontram-se em uma placa afixada na balança. 
 
 
 Capacidade Erro (até 40 g) Erro (40-400 g) 
Balança 
 
 
b) Coloque um béquer seco de 250 mL na balança e pese-o e anote a massa na tabela. 
 
Anote os dados nas tabelas abaixo e só complete a tabela quando houver instrução no roteiro. 
 
Massas 
 
Béquer Béquer + água Béquer + água + gelo Água 
(calcule) 
Gelo 
(calcule) 
 
 
 
 
Temperaturas 
As medidas de temperatura devem ser efetuadas cuidadosamente para a experiência ter sucesso. 
 
Água Água + gelo (*) T 
 
 
 
(*) Após a fusão do gelo 
 
c) Retire o béquer da balança, adicione cerca de 200 ml de água de torneira, pese o conjunto e anote a massa na 
tabela. 
Não é necessário medir rigorosamente a água. Se o béquer estiver molhado por fora, enxugue-o. 
 
d) Meça a temperatura da água e anote-a na tabela. 
e) Adicione um cubo de gelo à água do béquer, pese o conjunto e anote a massa. 
f) Usando um bastão de vidro agite o sistema até a completa fusão do gelo. 
Durante essa operação, retire o termômetro. Agite de maneira que o a água da superfície misture-se com a água 
do fundo. 
Meça, imediatamente, a temperatura da água, após a fusão do gelo e anote-a. 
 
g)Complete a tabela e calcule o calor absorvido pela fusão do gelo em calorias e quilocalorias. (Qabsorvido = 80 cal/g .m) 
 
 
h)Calcule o calor liberado pelo resfriamento da água em calorias e quilocalorias.(Use Qliberado = c . m . t) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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i)Compare os dois valores e procure explicar a coincidência ou a discrepância deles. 
Se o calor absorvido pela fusão do gelo fosse fornecido apenas pela água, os valores seriam iguais. Se o calor absorvido pelo gelo for maior que 
o liberado pela água, lembre-se que o sistema não está isolado do meio ambiente. Neste caso, especifique os materiais que podem ter cedido 
calor para o sistema. No caso contrário, considere a ocorrência de erros operacionais (cometidos pelo operador) e reveja os procedimentos, 
dados, cálculos, etc. e procure localizar o erro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
j)JOGUE O LÍQUIDO NA PIA, LAVE OS BÉQUERES E O TERMÔMETRO COM ÁGUA. ORGANIZE SUA BANCADA. 
 
Exercícios complementares: 
 
1) Calcule em calorias e em quilocalorias a quantidade mínima de calor necessária para mudar a temperatura 
de 200 g de água de - 40 ºC para 50 ºC. 
 
 
 
 
 
 
2) Certa massa de água perdeu 1,0 kcal e alterou sua temperatura de 5,0º C. Calcule a massa da água. 
 
 
 
 
 
 
 
3) 500 g de água a 30 ºC absorveram 2.000 calorias. Calcule sua nova temperatura. 
 
 
 
 
 
 
4) 200 g de água a 20 ºC foram adicionados a 800 g de água a 80 ºC. Calcule a temperatura final da água, após o 
equilíbrio térmico ser alcançado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Experimento 05: 
TESTE DA CHAMA 
 
De acordo com o modelo atômico propostopor Bohr, o átomo é representado por camadas ou níveis de 
energia. O elétron, no átomo de Bohr, descreve uma órbita circular ao redor do núcleo sem ganhar ou perder 
energia. Bohr propôs que ao receber energia o elétron fica excitado, passando da sua camada para outra camada 
mais energética, e quando a fonte de energia é retirada o elétron retorna a camada de origem, liberando esta energia 
sob a forma de luz. 
 
 
 
Figura 01: Modelo atômico de Bohr 
 
Assim, os átomos excitados de um determinado elemento, ao voltarem ao seu estado fundamental, emitem 
radiação que, quando decomposta, constitui um espectro de linhas característico e único do elemento químico. Este 
espectro de linhas, chamado de espectro atômico funciona como uma impressão digital do elemento químico. 
 
 
 
Figura 02: Espectro Eletromagnético 
 
A análise espectral é o conjunto de técnicas que permitem a identificação dos elementos químicos 
constituintes de uma amostra através da análise dos espectros obtidos. 
 A maioria destas técnicas de análise espectral tem como pré-requisito a excitação dos átomos da amostra a 
analisar. O processo de excitação pode ser obtido por: 
 - elevação de temperatura (teste de chama); 
 - descarga elétrica através de uma amostra gasosa e rarefeita; 
 - ação da radiação eletromagnética. 
 Uma técnica analítica simples para identificar elementos químicos presentes numa amostra é o teste de 
chama também conhecida como análise elementar por via seca. 
 
E = h
 
E = h
 
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O teste de chama então, se baseia no fato de que elétrons de determinados átomos excitados na chama do 
bico de gás emitem uma radiação visível característica do elemento, ao retornarem aos estados energéticos de 
origem. Essa radiação serve para caracterizar, por exemplo, elementos como Na, K, Li, Ca e Sr que possuem energia 
de excitação baixa e também para dosá-los por um método de análise chamado espectrofotometria de chama. 
Outra aplicação importante dessa característica dos elementos e a Absorção Atômica. Nesse tipo de técnica 
os elementos são vaporizados em uma chama na qual se faz passar um feixe luminoso produzido por uma lâmpada 
especial constituída pelo próprio elemento em estudo. Os átomos vaporizados absorverão somente as radiações 
características dele. Estas radiações são registradas graficamente na forma de um espectro de absorção. A absorção 
do elemento é então comparada com a absorção de padrões de concentrações conhecidas. 
Na absorção atômica quase todos os metais são dosados mesmo em pequenas quantidades, tornando esse 
método um dos mais importantes na identificação de metais. 
 
OBJETIVOS: 
 
Verificar a coloração da chama provocada pela presença de alguns íons metálicos. 
 
Material e Reagentes: 
 Fósforo 
 Bico de Bunsen 
 Alça de Platina 
 Solução de HCl 3M 
 Água Destilada 
 Béquer 
 Tubos de Ensaio 
 Suporte 
 Soluções Problema 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
 
Limpeza da alça 
 
1 - Coloque em um tubo de ensaio um pequeno volume de HCl(aq) e no outro, água destilada. 
2 - Mergulhe a alça metálica no acido e leve a chama aquecendo ate o rubro. Repita a operação usando água 
destilada e em seguida ácido, água, etc., até que não se observe nenhuma coloração diferente da original da chama. 
Neste caso, a alça estará completamente limpa de íons interferentes. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Teste com as soluções escolhidas 
 
1 - Coloque em tubos de ensaio algumas gotas das soluções escolhidas, uma de cada vez. 
2 - Introduza a alça metálica, completamente limpa, na solução a ser testada e depois leve a alça a chama do bico de 
gás. 
3 - Anote os dados na tabela própria 
4 - Compare os resultados com os da literatura 
 
 
 
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Tabela 01: Cores características de alguns elementos no teste de chama 
 
Símbolo Nome Cor Símbolo Nome Cor 
As Arsênio Azul P Fósforo Verde turquesa 
B Boro Verde Pb Chumbo Azul 
Ba Bário Verde Rb Rubídio Vermelha 
Ca Cálcio 
Laranja para 
vermelho 
Sb Antimônio Verde pálido 
Cs Césio Azul Se Selênio Azul celeste 
Cu(I) Cobre(I) Azul Sr Estrôncio Vermelho carmesim 
Cu(II) 
Cobre(II) (não-
haleto) 
Verde Te Telúrio Verde pálido 
Fe Ferro Dourada Tl Tálio Verde puro 
K Potássio Lilás Zn Zinco Verde Turquesa 
Li Lítio Magenta 
Mg Magnésio Branco brilhante 
Mo Molibdênio Verde amarelado 
Na Sódio Amarelo intenso 
 
 
 
1. Registre as cores observadas na tabela abaixo: 
 
Tabela 02: Resultados 
 
Observações Adicionais: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Amostra Cor da Chama Íon 
1 
2 
3 
4 
5 
6 
7 
8 
9 
10 
 
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Questões: 
1) Por que as cores observadas no teste de chama são características de cada elemento? 
 
 
 
 
 
2) Com base apenas nas cores das chamas você pode identificar corretamente os elementos presentes em cada 
solução? Quais são os possíveis erros neste tipo de análise? 
 
 
 
 
 
 
 
3) O teste de chama tem validade na análise da composição qualitativa de minerais? E quantitativa? 
 
 
 
 
 
 
 
4) Com base nas respostas das questões acima elabore uma discussão de resultados e uma conclusão para o 
experimento realizado, seguindo o modelo utilizado para um relatório prático. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Experimento 06: 
 
DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE E DO TEOR DE ÁLCOOL EM AMOSTRAS DE GASOLINA 
 
A gasolina é uma mistura de hidrocarbonetos líquidos, inflamáveis e voláteis, derivados do petróleo. Além de 
ser utilizada como combustível em motores de combustão interna é também usada como solvente, na indústria, 
para óleos e gorduras. A densidade (relação massa/volume) da gasolina está relacionada à sua composição química, 
ou seja, a variação de aromáticos, isoparafinas, naftalenos, olefinas, oxigenados e outras substâncias. A gasolina 
padrão tem uma densidade aproximadamente de 0,75 (g/mL), e a gasolina adulterada apresenta, em geral, uma 
densidade menor, devido à adição de compostos orgânicos de menor densidade. Nesta prática será realizado um 
experimento simples para determinar a densidade em amostras de gasolina, também iremos determinar o teor de 
álcool, verificando se as mesmas estão dentro das especificações recomendadas pelos órgãos fiscalizadores (20-25 % 
de etanol anidro). 
Densidade de alguns materiais (g/mL) 
 
 Açúcar 1,59 Cortiça 0,50 Ouro 19,3 Papel 0,7-1,15 
 Água 1,0 Chumbo 11,34 Granito 2,5-3,1 Vidro 2,4-2,8 
 
 As massas serão determinadas em uma balança elétrica, que deve ser manipulada com todo cuidado: 
 
 Sempre zere uma balança antes de efetuar uma pesagem. 
 Nunca ultrapasse sua capacidade. 
 Não pese pós ou líquidos diretamente no prato; use um recipiente adequado. 
 Em caso de derramamento, limpe imediatamente a balança. 
 Terminada a operação, desligue a balança. 
Observações: 
 Os aparelhos de medida de volumeque você utilizar devem estar limpos e secos. Lave-os com três pequenas 
porções do líquido a ser medido (fazer ambiente) antes de usá-lo, para evitar contaminação ou diluição. As águas de 
lavagem não devem ser reaproveitadas. Coloque-as no frasco de refugo. 
 
Exercícios de fixação: 
 
1) O que é "densidade" de um corpo? 
 
 
 
2) Quais são os dados necessários para se determinar à densidade de um corpo? 
 
 
3) O valor da densidade pode ser utilizado para distinguir materiais? 
 
 
4) Quem é mais pesado: um litro de ouro ou um litro chumbo? 
 
5) Quem ocupa maior volume: 1 kg de açúcar ou 1 kg de vidro? 
 
6) Quais são os principais cuidados que se deve ter ao usar uma balança? 
 
 
 
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Objetivos: 
 Determinar a densidade e o teor alcoólico em amostras de gasolina 
 Utilizar a balança e os aparelhos volumétricos. 
Procedimento Experimental: 
 
1- Determinação da densidade em uma amostra de gasolina 
a) Examine a balança. Anote na tabela abaixo a sua capacidade e o erro que afeta as medidas de 0 a 40g e de 40 a 
400g. 
 
 capacidade erro (até 40 g) erro (40-400 g) 
Balança 
 
b) Pese um béquer de 50 mL e anote sua massa na tabela abaixo. 
Anote com todos os algarismos fornecidos pela balança. (Aguarde instruções, no texto, para preencher as outras 
colunas da tabela). 
 
 Béquer Béquer + líquido Massa do Líquido 
Massa 
 
c) Examine a pipeta e determine: a menor divisão e o desvio avaliado. 
Anote os valores na tabela abaixo. (O volume do líquido será anotado posteriormente). 
 
 Menor divisão Desvio Avaliado Volume do Líquido 
Pipeta 
 
d) Coloque pequena porção da gasolina em outro béquer pequeno. Lave o béquer e a pipeta graduada com gasolina. 
 
 Adicione 10 mL do líquido, medidos com a pipeta graduada, ao béquer pesado anteriormente. 
 Para medir 10 mL encha a pipeta até o traço correspondente a 0 mL e deixe escoar o líquido até o traço 
correspondente a 10 mL. 
Anote o volume do líquido na tabela anterior.(letra c) 
 O valor da medida deve ser expresso com o número de algarismos de acordo o desvio avaliado. 
 
e) Pese o béquer com o líquido e anote a massa na segunda tabela, (letra b). Anote todos os algarismos fornecidos 
pela balança. 
 
f) Calcule a massa do líquido: (Anote a massa do líquido na segunda tabela, letra b). 
 
 
 
g) Cálculo da densidade: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2- Determinação do teor de álcool em amostras de gasolina 
 
a. Adicione 25 mL de gasolina em uma proveta (50 mL). 
b. Em seguida, adicione 25 mL de água na mesma proveta 
c. Agite a mistura heterogênea formada com bastão de vidro durante 1 minuto. 
d. Após a nítida separação entre as fases, registre o volume da fase aquosa. 
 
 
 O volume da fase aquosa, inicialmente 25 mL, sofre um aumento após a mistura com a fase orgânica. A 
percentagem de etanol presente na gasolina pode ser calculada a partir desse aumento do volume da fase aquosa. 
 
Volume inicial de gasolina Volume inicial de água 
Volume final da solução 
aquosa (água + álcool) 
 
 
 
 
Cálculo Resultado 
 
C%= [(V (água+álcool) – Vi (água))/ Vi (gasolina)] x 100 
 
 
 
Onde: 
 
 C % = Percentagem de teor alcoólico; 
 V(água +álcool ) = Volume final de álcool + água; 
 Vi(água) = Volume inicial da água; 
 Vi( gasolina) = Volume inicial da gasolina. 
Exercícios complementares: 
 
1) Por que um aparelho volumétrico deve ser lavado com o líquido a ser medido, antes de ser usado? 
 
 
 
 
2) Explique por que não se deve: 
a. Pesar um sal diretamente no prato de uma balança; 
 
 
 
 
b. Pesar um objeto cuja massa seja maior que a capacidade da balança. 
 
 
 
 
 
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3) Calcule as densidades: 
a. 40,0 mL pesam 20 g 
 
 
 
b. 40.000 L pesam 20.000 kg. 
 
 
 
 
 
e. Qual densidade foi determinada com maior exatidão? Por quê? 
 
 
 
 
4) A densidade do chumbo é 11,34 g/mL. Calcule: 
a) A massa de 1,00 L de chumbo: 
 
 
 
5) 1 mol de oxigênio pesa 32 g e ocupa o volume de 22,4 L, calcule: 
a. A densidade do oxigênio em g/L 
 
 
b. A densidade do oxigênio em g/ml 
 
 
c. A densidade do oxigênio em kg/L 
 
 
 
d. A densidade do oxigênio em kg/ml 
 
 
6) Por que o álcool foi extraído pela água? 
 
 
 
 7) É possível separar o querosene (mistura de hidrocarbonetos, que são substâncias apolares) de uma mistura 
querosene-gasolina colocando-a em contato com água (substância polar)? Por que? 
 
 
 
 
 
 
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Experimento 06: 
REAGENTES 
 
 
 O termo reagente designa as substâncias, soluções ou misturas utilizadas nos trabalhos químicos: na síntese e 
análise de outros materiais, e na produção energia. 
 São exemplos de reagentes: ácido sulfúrico, hidróxido de sódio, bicarbonato de sódio, amônia, água 
oxigenada, acetona. 
 Os reagentes são usados para produzir transformações químicas (reações), vindo daí o nome. 
 O vinagre é uma solução de ácido acético (CH3CO2H, 3-5%), usada para temperar alimentos. Já o ácido 
acético puro, denominado ácido acético glacial, causa intoxicação e queimaduras. 
 O suco gástrico contém ácido clorídrico (HCl), porém, o HCl concentrado (ácido muriático, ácido clorídrico 
37% p/p) causa queimaduras na pele e é irritante para as mucosas. 
 Tanto o ácido acético glacial quanto o ácido clorídrico são considerados reagentes e são mais reativos que o 
vinagre e o suco gástrico, por serem mais concentrados. 
 O rótulo do frasco de um reagente de boa procedência fornece informações sobre a sua identidade, 
qualidade e precauções, que são úteis na manipulação e estocagem do reagente. 
 A pureza do reagente é um dado importante e vem expressa, no rótulo, em % p/p. A pureza informa a 
massa da substância existente em 100 g do material. Para os reagentes líquidos, ou em solução concentrada, 
também vem expresso o peso específico (densidade), que é útil para calcular a massa de uma solução, a partir do 
seu volume, e vice-versa. 
 
PUREZA 
Massa da substância (g) existente em 100 g do reagente 
 
 O manuseio de reagentes requer cuidados para evitar danos a si, às outras pessoas, ao laboratório e ao meio 
ambiente. Algumas normas de segurança, de caráter geral, devem ser observadas: 
 
 Leia, no rótulo, as informações referentes à segurança, antes de usá-lo; 
 Após o uso, tampe o frasco do reagente; 
 Em caso de derramamento, limpe imediatamente o frasco e o local atingido; 
 Nunca prove ou ingira um reagente; 
 Evite cheirar reagentes. Se necessário, abane um pouco do vapor com a mão em direção ao nariz; 
 Não jogue as sobras na pia: coloque-as nos frascos de "refugos"; 
 Não introduza conta-gotas ou pipetas no frasco; 
 Não volte as sobras para o frasco de reagentes: avalie a quantidade a ser utilizada, para evitar muita 
sobra; 
 Os reagentes voláteis devem ser manipulados na capela. 
 
As propriedades físicas e químicas dos reagentes podem ser obtidas na bibliografia especializada. Duas fontes de 
consulta importantes são o "Handbook of Chemistry and Physics" da The Chemical Rubber Company Press e o "TheMerck Index". 
 
 A identificação de um reagente é feita comparando suas propriedades físicas e químicas com as registradas 
na literatura especializada. 
 A cor, o cheiro, a densidade, ponto de fusão, ponto de ebulição e as reações químicas são as propriedades mais 
usadas na identificação. 
 Os reagentes devem ser acondicionados e armazenados adequadamente. Alguns requerem frascos que os 
protejam da luz; outros exigem refrigeração; outros não podem entrar em contato com o ar atmosférico. Os 
reagentes só podem ser armazenados de acordo com as compatibilidades químicas. 
 
 
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balanceando 
 Nesta aula você conhecerá alguns reagentes comuns em laboratórios: coletará informações nos rótulos, 
aprenderá a manipulá-los e verificará algumas de suas propriedades. Essas propriedades podem ser úteis no manuseio, 
estocagem e na identificação do reagente. 
 As atividades programadas para esta aula pretendem iniciá-lo, também, no processo de relacionar fórmulas 
aos materiais químicos, executar reações e representar os fenômenos por equações químicas. 
 Uma substância pode ser representada por sua fórmula química, acompanhada por índices que especificam os 
seus estado físico: 
O2(g) H2O(l) NaCl (s) 
 
 Uma solução é representada pela fórmula química do soluto, seguida do índice que especifica o solvente: 
NaCl (aq) = solução aquosa de cloreto 
de sódio 
I2 (álcool) = solução alcoólica de iodo 
 
 As reações químicas são representadas pelas equações químicas. As equações químicas descrevem as 
transformações utilizando as fórmulas químicas das espécies que participam do processo e os símbolos + e . 
Para balancear as equações, coloque coeficientes (número antes da fórmula) de maneira que o número de átomos 
dos reagentes seja igual ao dos produtos. 
 
O ferro sólido ...................................... Fe (s) Fe (s) 
 
reage com ............................................ + + 
 
solução aquosa de ácido clorídrico, ..... HCl (aq) 2HCl (aq) 
 
produzindo ..........................................   
 
solução de cloreto de ferro II ............... FeCl2 (aq) FeCl2 (aq) 
 
e .......................................................... + + 
 
gás hidrogênio .................................... H2 (g) H2 (g) 
 
Exercícios de fixação: 
 
1) O que são "reagentes"? Quais são as utilidades dos reagentes? 
 
2) Por que os reagentes são mais reativos que os materiais usuais? 
 
3) Onde podem ser encontrados, com facilidade, o valor da pureza, os cuidados na manipulação e outras 
informações sobre um reagente? 
 
4) O que é "pureza" de um reagente? 
 
5) Quais são os principais cuidados que se deve ter ao manusear um reagente? 
 
6) Onde se encontram informações sobre as propriedades físicas de um reagente? 
 
7) Como se identifica um reagente? 
 
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8) Como os reagentes devem ser armazenados? 
 
9) Como se representa uma substância usando a linguagem química? 
 
10) Como se representa uma solução usando a linguagem química? 
 
11) Como se representa uma transformação química usando a linguagem química? 
 
 
Objetivos: 
 
Coletar dados dos rótulos de reagentes; Manusear reagentes sólidos e líquidos; Verificar algumas propriedades 
gerais de reagentes; Executar cálculos envolvendo pureza. 
 
Procedimento Experimental: 
 
1- Informações: exame dos rótulos 
Examine os rótulos dos frascos dos reagentes que lhe forem fornecidos. 
Nem todas as informações estão presentes no rótulo, dependendo da procedência do reagente. 
A pureza pode ser expressa de diversas maneiras, dependendo do fabricante: teor, %, densidade, ensaio, limite 
mínimo, etc. 
 
Nome Químico Fórmula Química Peso Molecular 
1 
2 
3 
 
 Pureza Marca Segurança 
1 
2 
3 
 
2- Hidratação: absorção de umidade pelo NaOH sólido 
 
O hidróxido de sódio, conhecido como soda cáustica, é higroscópico: absorve água. Por isso, não deixe o frasco 
destampado por muito tempo. Quando tampar o frasco, verifique se o mesmo está bem vedado. 
 
a) Coloque 2 ou 3 pastilhas de hidróxido de sódio em um vidro de relógio. 
Utilize uma espátula de porcelana para a transferência. 
Não toque o NaOH com as mãos! Lave a espátula e seque-a com toalha de papel. 
 
b) Deixe em repouso e, no final da aula, examine as pastilhas. 
 Anote a transformação observada. 
 
 
 
 Escreva a equação química que representa a dissolução da substância: hidróxido de sódio sólido 
absorvendo vapor de água, produzindo solução aquosa de hidróxido de sódio. 
 
 
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3- Decomposição: desidratação do sulfato de cobre II pentahidratado 
 
O sulfato de cobre é azul quando hidratado (CuSO4.5H2O) e branco quando anidro (CuSO4). 
 
a) Transfira uma pequena quantidade de sulfato de cobre II pentahidratado para um tubo de ensaio seco, usando 
uma espátula de porcelana. 
Usando uma pinça de madeira para segurar o tubo, aqueça o fundo do tubo em um bico de gás, até que os cristais 
percam a cor. 
b) Examine o sólido e as paredes do tubo. Coloque o tubo de ensaio, para esfriar, no suporte. Anote o que você 
observou. 
 
 
 
 
Escreva a equação química balanceada que representa a desidratação: sulfato de cobre II pentahidratado sólido, 
produzindo o sulfato de cobre II anidro sólido e água líquida. Faça o balanceamento da equação. 
 
 
 
c) Deixe o tubo esfriar por alguns minutos e, com o frasco lavador, acrescente 1 ou 2 gotas de água ao sólido. Observe. 
Anote o que você observou. 
 
 
Escreva a equação química que representa a hidratação: sulfato de cobre II sólido absorvendo água líquida e 
produzindo o sulfato de cobre pentahidratado sólido. Faça o balanceamento da equação. 
 
 
d) Adicione cerca de 3 ml de água ao tubo e agite até dissolver o sólido. 
Não é necessário medir a água. Encha o tubo colocando cerca de 3 cm de altura de água. 
Escreva a equação química que representa a dissolução: sulfato de cobre pentahidratado sólido e água líquida 
produzindo solução de sulfato de cobre II CuSO4(aq) ). 
 
 
 
 
4- Acidez/basicidade: vapores ácidos e básicos 
(DEMONSTRATIVO) 
 
O tornassol é um indicador para ácidos e bases: 
Em meio ácido é vermelho 
 Em meio básico é azul 
 
a) Umedeça com água uma tira de papel de tornassol azul e aproxime-a de um frasco de solução de .NaOH. 
Repita o procedimento usando o tornassol vermelho. Anote os resultados na tabela. 
 
 Tornassol vermelho Tornassol azul Acido ou Básico 
Vapor de NaOH 
Vapor de HCl 
 
 Escreva a equação de dissolução do NaOH em água. 
 
 Escreva a equação de dissociação do soluto em água: hidróxido de sódio (NaOH(aq)) produzindo os íons sódio 
(Na+(aq)) e íons hidroxila (OH
 ─
(aq)). 
 
 
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b) Repita os procedimentos anteriores usando um frasco de HCl concentrado. 
 
 Escreva a equação de dissolução do vapor em água: cloreto de hidrogênio gasoso e água líquida produzindosolução de ácido clorídrico (HCl(aq) ). 
 
 Escreva a equação de dissociação do soluto em água: ácido clorídrico dissociando no cátion hidrônio (H +(aq) ) 
e ânion cloreto (Cl (aq) ). 
 
6- Corrosão: reação do ácido clorídrico com o ferro e o mármore 
 
a) Em um tubo de ensaio, coloque um pedaço de ferro. Adicione HCl 3,0 mol/L até cobri-lo. Anote o que você 
observou. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Escreva a equação para a reação de corrosão do ferro: solução de HCl reage com o ferro sólido, produzindo o 
gás hidrogênio (H2) e solução de cloreto de ferro II (FeCl2 (aq) ). Faça o balanceamento da equação. 
 
b) Em outro tubo de ensaio, coloque um pedaço de mármore e adicione HCl 3,0 mol/L até cobri-lo. O mármore 
é um mineral constituído de carbonato de cálcio (CaCO3). Anote o que você observou. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Escreva a equação para a reação de corrosão do mármore: solução de HCl reage com o mármore, produzindo 
gás carbônico (CO2), solução de cloreto de cálcio (CaCl2) e água líquida. 
 
 
Exercícios complementares 
 
1) O que significa "pureza" de um reagente? 
 
 
 
 
 
2) Qual é o inconveniente de voltar sobras para um frasco do reagente? 
 
 
 
 
 
 
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3) Por que as sobras de reagentes e misturas devem ser armazenadas, para tratamento posterior, e não 
jogadas na pia ou no lixo? 
 
4) Onde podem ser encontradas, com facilidade, as informações sobre os cuidados que se deve ter com um 
reagente? 
 
 
 
5) Você observou o que a umidade faz com o NaOH. O que pode acontecer a um frasco de NaOH mal tampado? 
O que o NaOH poderá fazer com a água da sua mão? 
 
 
 
 
 
 
 
6) Você observou a decomposição do CuSO4.5H2O pela ação do aquecimento. O que pode acontecer com um 
reagente armazenado em um local quente? 
 
 
 
 
 
 
 
 
7) Você observou a ação corrosiva do ácido clorídrico sobre o ferro. O que pode ocorrer com os aparelhos 
metálicos do laboratório se submetidos a vapores ácidos? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
8) Você observou a ação corrosiva do ácido clorídrico sobre o mármore. O que pode ocorrer com uma pia de 
mármore se submetida a vapores ácidos? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Experimento 07: 
ESTEQUIOMETRIA DE REAÇÃO 
O bicarbonato de sódio (fermento de cozinha) é estável à temperatura ambiente. Porém, quando aquecido, 
observa-se o desprendimento de vapores, o que se interpreta como consequência da decomposição do bicarbonato: 
 
NaHCO3 (s) → Produtos 
 
Propõem-se, para essa decomposição, duas reações estequiométricas que justifiquem os fatos observados, 
isto é, desprendimento de gás e formação de um resíduo sólido. Ao continuar o aquecimento, chega um momento 
em que cessa o desprendimento de vapores, o que parece indicar que a reação terminou, quando então o peso do 
resíduo deveria permanecer constante por mais que se aquecesse. 
 
1ª Hipótese: 
 NaHCO3 (s) → NaOH (s) + CO2 (g) (1) 
 
2ª Hipótese: 
 2 NaHCO3 (s) → Na2CO3 (s) + H2O (g) + CO2 (g) (2) 
 
Ao observar as reações acima, nota-se que os produtos são diferentes. Ao analisar os gases, verifica-se que 
na segunda hipótese ocorre a presença de H2O (g), ausente na primeira hipótese. 
Se não houver presença de água nos vapores, a primeira hipótese pode ser excluída. A dúvida pode ser 
sanada, colocando sobre a boca do béquer uma placa metálica ou um vidro de relógio, onde o vapor de água poderá 
ser condensado: o que efetivamente acontece. 
Estas observações, suficientes para excluir a primeira hipótese, não comprovam a reação 2 e, assim, 
continua-se a análise comparando os resíduos sólidos. 
É fácil concluir que, como os produtos sólidos são diferentes, os respectivos resíduos sólidos também o 
serão. 
Mais precisamente, segundo a primeira hipótese, para cada mol de NaHCO3 , ou seja, 84 g de NaHCO3 , o 
resíduo sólido seria um mol de NaOH ou seja 40 g. 
Usando os dados de massa molar, temos: 
 1ª Hipótese 
NaHCO3 (s) → NaOH (s) + CO2 (g) 
 
NaHCO3 = (23 + 1 + 12 + (3x16)) = 84 g/mol 
NaOH = (23 + 16 + 1) = 40 g/mol, 
 
 Enquanto que, na segunda hipótese, cada dois moles de NaHCO3 (2 x 84 g) deveriam formar um mol de 
Na2CO3 , ou seja 106 g. 
 
2ª Hipótese 
2 NaHCO3 (s) → Na2CO3 (s) + H2O (g) + CO2 (g) 
2 moles de NaHCO3 = 2 x 84 = 168 g/mol 
Na2CO3 = ((2 x 23) + 12 + (3 x 16)) = 106 g/mol 
 
Portanto a relação: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
calor 
 
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 Se partíssemos de 5 gramas de NaHCO3 , por exemplo, segundo os cálculos acima deveríamos obter, uma vez 
terminada a reação (1): 
 
 
 
 
 
 
 
e, segundo a reação (2): 
 
 
 
 
 
Objetivo: 
Avaliar a decomposição térmica do bicarbonato de sódio com base em cálculos estequiométricos. 
 
Materiais: 
 NaHCO3 
 béquer 
 pinça e/ou garra 
 Bastão de Vidro 
 balança 
 Bico de Bunsen 
 Tripé 
 Tela de amianto 
 
Procedimento Experimental: 
 
1. Pesar o béquer vazio e anotar o peso. ① 
2. Colocar aproximadamente 4 g da NaHCO3 no béquer, pesar e anotar o peso. 
 
3. Levar o béquer ao fogo por 15 minutos. Agitar todo o tempo com o auxílio de um bastão de vidro. 
4. Deixar esfriar. 
5. Pesar e anotar o peso. ② 
 6. Fazer o cálculo da relação: resíduo/massa original (tabela em Resultados). ③ 
7. Comparar com o resultado esperado pelas duas hipóteses iniciais e decidir qual das duas realmente ocorre. ④ 
8. Levar o béquer ao fogo por mais 5 minutos, esperar esfriar e pesar novamente. ⑤ 
 
Montagem: 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Resultados: 
 
①Metodologia - Item 2 
 
1. Peso do béquer vazio = g 
2. Peso do béquer + amostra = g 
3. Diferença = g = Massa da Amostra 
 
②Metodologia - Item 5→ Após o aquecimento: 
 
1. Peso do béquer + amostra (após aquecimento) = g 
 
2. Peso do béquer = g 
 
3. Diferença = g = Massa de Resíduo 
 
 
③Metodologia - Item 6 
 
 
 
 
 
④ Escrever a equação química que descreve a reação do processo. 
 
 
⑤Metodologia - Item 8 → Após o aquecimento: 
 
1. Peso do béquer + amostra (após aquecimento) = g 
 
2. Peso do béquer = g 
 
3. Diferença = g = Massa de Resíduo 
 
Discussão de Resultados: 
 
⑥ Comparar os resultadosdos itens ② e ⑤. Os resultados apresentam alguma diferença? 
 
 
 No caso de uma resposta positiva, explique qual a razão da diferença observada. 
 
 
 
⑦ Escreva a equação final do processo 
 
 
 
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⑧ Quais são as possíveis causas de erro no experimento realizado? 
 
 
 
 
 
 
 
⑨ Proponha uma metodologia diferente para a avaliação da decomposição do bicarbonato de sódio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
⑩Elabore um relatório detalhado sobre o experimento seguindo os padrões especificados na apostila de Química 
Geral. 
 
Atenção: Relatórios fora do padrão não serão corrigidos!!!! 
Exercícios de Fixação: 
1. O que é mol ? 
 
 
2. Como determinar a partir de uma quantidade de massa o número de mols? 
 
 
 
3. Como é feito o calculo da mossa molecular de um composto? 
 
 
 
4. Faça o balanceamento da equação abaixo. 
HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + H2O 
 
5. Qual quantidade de matéria (mol) contida em 66,2 g de Pb(NO3)2 
 
 
 
 
 
6. Determine quantos mols de KI são necessários para reagir com 66,2 g de Pb(NO3)2. 
 
 
 
7. Escreva a equação balanceada que descreve a reação entre o KI e o Pb(NO3)2, levando a formação de PbI2 e 
KNO3 
 
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Experimento 08: 
PREPARO DE SOLUÇÕES 
 
 Muitas substâncias são mais facilmente manipuláveis quando estão dissolvidas. Por isso, as soluções 
líquidas são comuns nos laboratórios e merecem, neste curso, atenção especial. 
 As soluções são misturas homogêneas formadas por dois ou mais constituintes. Geralmente, o 
constituinte que confere forma física à solução ou que está em maior proporção é denominado solvente e os demais 
solutos. 
 Quimicamente uma solução é representada pela fórmula do soluto, o solvente (entre parênteses) e, 
finalmente, acrescenta-se o valor da sua concentração. 
 NaOH (aq) 10% = solução aquosa de hidróxido de sódio 
 I2 (alcóolico) 2,0 g/L = solução alcoólica de iodo 
 NaHCO3 (aq) 0,100 mol/L = solução aquosa de bicarbonato de sódio 
 
 A quantidade relativa do soluto em uma solução é expressa pela concentração. Nessa prática, usaremos 
apenas a concentração em grama por litro e a concentração percentual: 
 g/L: A concentração em gramas por litro refere-se à massa do soluto (em gramas) existente em 1 L de 
solução. 
 % v/v: A concentração percentual em volume por volume refere-se ao volume do soluto líquido existente 
em 100 mL da solução. 
 Dissolução é o processo de incorporar o soluto no solvente, formando um sistema homogêneo. A técnica 
de dissolução mais simples é a agitação do soluto no solvente. A preparação das soluções envolve, geralmente, as 
seguintes etapas: 
 
a) Medir a massa ou o volume calculado do soluto; 
b) Dissolver o soluto, através da agitação, em uma pequena quantidade do solvente, contida num béquer; 
c) Transferir, quantitativamente, a solução para o aparelho de medida de volume; 
d) Completar o volume com o solvente; 
e) Homogeneizar a solução, por agitação; 
Observações: 
 As soluções de concentrações rigorosas devem ser preparadas usando balão volumétrico; 
 As soluções de concentrações aproximadas podem ser preparadas usando proveta. 
 Se a solução apresentar impureza sólida, esta deve ser eliminada através de filtração. 
 
 As soluções são classificadas como moleculares ou iônicas, de acordo com a dissociação do soluto. 
Nas soluções moleculares o soluto não sofre dissociação e a solução é constituída de moléculas do soluto e do 
solvente. 
Ex. I2 (aq) (moléculas de água e iodo), C6H12O6 (aq) (moléculas de água e glicose). 
Nas soluções iônicas, o soluto está dissociado em íons: 
1) Os sais, no estado sólido, são constituídos por íons e em solução encontram-se dissociados. 
Exemplo: NaCl (aq): íons sódio (Na
+) e íons cloreto (Cl –(aq) ) 
2) Os ácidos são constituídos por moléculas que sofrem ionização e dissociação quando estão em solução. 
Exemplo: HNO3 (aq): íons hidrônio (H
 +
(aq) e íons nitrato (NO3

 (aq)). 
3) Os hidróxidos são iônicos e em solução estão dissociados. 
Exemplo: NaOH (aq) : íons hidroxila (OH
 
(aq) e íons sódio (Na
+
 (aq)). 
 Conhecer a composição de soluções iônicas e soluções moleculares tem importância do ponto de vista 
teórico e prático. 
 Nesta aula você preparará as soluções de sulfato de cobre II e de amônia, fará diluição do álcool e uma 
filtração simples. 
 
 
 
 
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Filtração: 
 
Dobra e corte do papel de filtro 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Papel de filtro no funil 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exercícios de fixação: 
 
1) O que é uma "solução"? 
 
 
 
2) O que é "concentração"? 
 
 
3) O que é: concentração g/L, % m/v e % m/m? 
 
 
 
4) O que é "dissolução"? 
 
 
5) Em termos de constituição, qual é a diferença entre soluções iônicas e moleculares? 
 
 
 
6) Quando a proveta pode ser utilizada, como aparelho de medida, na preparação de uma solução? 
 
 
 
7) Como se pode eliminar uma impureza sólida de uma solução? 
 
 
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Objetivos: 
 
Conhecer a constituição de soluções iônicas e soluções moleculares; Efetuar cálculos de concentração; Preparar 
soluções; Executar filtração simples. 
 
Procedimento Experimental: 
 
1- Preparação de 30 mL de etanol 70 % v/v 
 
O álcool comum (álcool etílico, etanol, CH3CH2OH) é um líquido incolor, inflamável, de ponto de fusão – 114ºC, ponto 
de ebulição 78,5 ºC, higroscópico, solúvel em água e em vários solventes orgânicos. A concentração das soluções 
alcoólicas é expressa, também, em graus GL (Gay Lussac), que corresponde à concentração % v/v. A mistura a 70 % 
v/v é usada em assepsia. 
a) Verifique no rótulo a concentração do álcool que será utilizado para fazer a mistura 70 % v/v. 
 
 
b) Calcule o volume de álcool necessário para fazer a mistura 70% v/v, a partir do álcool fornecido. Utilize a 
fórmula da diluição para fazer o cálculo.: C.V = C’.V’ 
 
 
 
 
c) Meça em uma proveta de 50 mL o volume de álcool e adicione água até completar o volume pretendido. 
d) Misture com um bastão de vidro e transfira a mistura para um frasco rotulado. Agite o frasco. 
Escreva a equação de dissolução do etanol líquido em água. 
 
 
e) Considerando que o etanol não sofre dissociação em água, classifique esta “solução” como iônica ou 
molecular. 
 
2- Preparação de 100 mL de solução 50 g/L de sulfato de cobre II, a partir do sulfato de cobre anidro impuro. 
 
O sulfato de cobre II é comercializado como sal pentahidratado (CuS04.5H20), de cor azul. O anidro (CuSO4) é um 
sólido branco. É usado como germicida e fungicida porque o íon Cu2+ é tóxico para organismos inferiores - daí seu 
uso para controlar algas em piscinas, e pulverizar árvores e frutas. 
a) Anote o nome, a fórmula e a pureza do reagente indicado pelo professor e que será utilizado para preparar a 
solução. 
 
 
 
 
b) Cálculo da massa do soluto puro necessária à preparação da solução. 
 
 
 
 
 
 
c) Considerando a impureza do soluto, calcule a massa de sulfato de cobre anidro e impuro (CuSO4). 
 
 
 
 
 
Esta será a massado CuSO4 impuro que deve ser usada para preparar a solução. 
 
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d) Num béquer de 100 mL, limpo e seco, meça a massa calculada. (Na pesagem, tare o béquer: ligue a balança, 
coloque o béquer na balança e aperte tara). 
e) Adicione cerca de 50 mL de água destilada e agite com o bastão de vidro, até a dissolução completa do sal. 
 
 Escreva a equação da dissolução do soluto: sulfato de cobre anidro sólido e água, produzindo solução de 
sulfato de cobre (CuSO4 (aq) ) . 
 
 
 
 Escreva a equação de dissociação do soluto: solução de sulfato de cobre, produzindo os íons cobre (Cu2+(aq)) e 
sulfato (SO4
2-
(aq) ). 
 
 
 
 
f) Transfira quantitativamente a solução para um balão de 100 mL. 
g) Usando um frasco lavador, complete o volume até o traço de referência e homogeneíze a solução. Para 
homogeneizar, tampe o balão, inverta-o e agite-o. Repita a operação várias vezes. 
h) Se a solução não estiver translúcida, filtre-a em papel de filtro para um béquer limpo e seco. 
i) Transfira a solução para um frasco rotulado, limpo e previamente lavado com pequenas porções da solução. 
 
 Considerando que o CuSO4 dissocia-se completamente em solução aquosa, classifique a solução como iônica ou 
molecular → 
Exercícios complementares: 
 
1) Por que na preparação da solução de CuSO4 pode-se usar proveta ou balão volumétrico de 100 mL como 
aparelho de medida? 
 
 
2) Calcule a concentração em % m/v da solução de sulfato de cobre preparada. 
 
 
 
 
3) Calcule para uma solução de glicose que contém 20 g do soluto em 200 mL de solução: 
a) a concentração em g/L; 
 
 
 
 
 
b) a concentração em % m/v 
c) massa de glicose existente de 4,0 L da solução; 
 
 
 
 
 
d) o volume de solução que contém 0,50 g de glicose 
 
 
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balanceando 
balanceando 
Experimento 09: 
REAÇÕES E EQUAÇÕES QUÍMICAS 
 
 A transformação ou reação química é o fenômeno de uma (ou mais de uma) substância transformar-se 
em outra (ou outras) substância, como acontece, por exemplo, na queima da madeira. 
 As propriedades do sistema são alteradas durante uma reação, pois substâncias são criadas e outras são 
destruídas. A variação das propriedades do sistema é uma indicação de que está ocorrendo transformação química. 
São evidências de reação: mudança de cor, alteração de temperatura, emissão de luz, formação ou dissolução de 
sólido em solução, liberação de gases, etc. 
 A transformação física diferencia-se da transformação química pelo fato de não ocorrer mudança na 
natureza das substâncias, como acontece na fusão do gelo e na dissolução do açúcar em água. Às vezes, é difícil 
classificar um fenômeno como físico ou químico. 
 As equações químicas descrevem as transformações utilizando as fórmulas químicas das espécies que 
participam do processo e os símbolos + e . 
 Uma equação química deve ser balanceada. O balanceamento consiste em colocar números 
(coeficientes) antes de cada fórmula química, de tal maneira que o número de cada tipo de átomo dos reagentes 
seja igual ao dos produtos. 
 
 
 
O ferro sólido ...................................... Fe (s) Fe (s) 
 
reage com ............................................ + + 
 
solução aquosa de ácido clorídrico, ..... HCl (aq) 2HCl (aq) 
 
produzindo ..........................................   
 
solução de cloreto de ferro II ............... FeCl2 (aq) FeCl2 (aq) 
 
e .......................................................... + + 
 
gás hidrogênio .................................... H2 (g) H2 (g) 
 
 
 
As cargas elétricas também são conservadas nas reações: 
 
 
O ferro sólido .................................. Fe (s) Fe (s) 
 
reage com ............................................ + + 
 
o cátion hidrônio, ................................. H +(aq) 2H
+
 (aq) 
 
produzindo ..........................................   
 
o cátion ferro II .................................. Fe 
2+
(aq) Fe
2+
(aq) 
 
e .......................................................... + + 
 
o gás hidrogênio ................................. H2 (g) H2 (g) 
 
 Nas equações moleculares, como a equação abaixo, utilizam-se as fórmulas moleculares para simbolizar as 
substâncias participantes da reação. 
 
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 A equação molecular é a que fornece mais informações e são especialmente úteis nos cálculos 
estequiométricos. 
 A solução de ácido clorídrico reage com a solução de hidróxido de sódio produzindo uma solução de cloreto 
de sódio. A equação química que representa o processo é: 
HCl (aq) + NaOH(aq)  NaCl (aq) + H2O(l) 
Note que os estados físicos dos reagentes e dos produtos são indicados por índices colocados à direita de cada 
fórmula. 
 A equação iônica simplificada fornece menos informações que a equação mole cular, mas facilita a 
compreensão do processo reacional. 
 A reação molecular anterior pode ser representa da pela equação iônica simplificada: 
H
+
(aq) + OH
-
 (aq)  H2O(l) 
Neste tipo de equação, representam-se, apenas, as espécies que participam diretamente da reação. Note que os íons 
Na+(aq) e Cl 
-
(aq) não aparecem na equação, pois não participam da reação (íons espectadores). 
 
Para obter a equação iônica simplificada: 
 
a) Escreva a equação molecular balanceada. 
 
HCl (aq) + NaOH(aq)  NaCl (aq) + H2O(l) 
 
b) Dissocie as espécies dissociáveis em solução aquosa (ácidos, hidróxidos e sais). Não dissocie as substâncias sólidas, 
gasosas ou líquidas. 
H+(aq) + Cl
- (aq) + Na
+
(aq) + OH
- (aq)  Na
+
(aq) + Cl 
- (aq) + H2O(l) 
 
c) Exclua as espécies que aparecem como reagente e produto. 
 
H+(aq) + Cl
- (aq) + Na
+
(aq) + OH
- (aq)  Na
+
(aq) + Cl 
- (aq) + H2O(l) 
 
H+(aq) + OH
- (aq)  H2O(l) 
 
Nesta aula você executará várias reações, observará as evidências de reação e escreverá equações químicas 
moleculares e iônicas para elas. 
 
Exercícios de fixação: 
1) O que é "reação química"? 
 
 
 
2) Como se reconhece que está ocorrendo uma transformação química? 
 
 
 
3) Qual é a diferença principal entre as transformações química e física? 
 
 
 
4) O que é uma "equação química"? 
 
 
 
 
 
 
 
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5) Qual é a utilidade da equação molecular e da equação iônica simplificada? 
 
 
 
 
6) No processo obter uma equação iônica simplificada, quais são as espécies químicas que devem ser 
dissociadas e as que não devem ser dissociadas?Objetivos: 
Reconhecer a ocorrência de transformações; Executar reações químicas simples; Escrever equações químicas; 
 
Procedimento Experimental: 
1- Reação do cobre com solução de nitrato de prata (Procure não tocar a solução). 
a) Limpe um fio ou placa de cobre com palha de aço. 
b) Em um tubo de ensaio que contenha cerca de 5 mL de solução de nitrato de prata, coloque o fio ou a placa de 
cobre. Espere alguns minutos e observe. Anote as evidências da reação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Escreva a equação molecular para a reação entre o cobre (Cu(s ) e a solução de nitrato de prata (AgNO3 (aq) ) 
produzindo prata (Ag (s) ) e solução de nitrato de cobre II (Cu(NO3)2 (aq)). 
 
 
 Escreva a equação iônica simplificada. 
 
 
2- Combustão do magnésio metálico 
a) Segure a extremidade de uma fita de magnésio com uma pinça metálica e coloque a outra extremidade na beira 
da chama de um bico de gás. Assim que iniciar a reação, coloque a fita de magnésio debaixo de um vidro de relógio, 
imediatamente. Anote as evidências da reação. 
 
 
 
 
 
 Escreva a equação química, considerando como reagentes Mg(s) e O2(g) e como produto o óxido de magnésio 
(MgO(s) ). Faça o balanceamento da equação. 
 
 
 
O óxido de magnésio quando adicionado a água transforma-se em hidróxido de magnésio (Mg(OH)2), que é insolúvel 
em água. A mistura é conhecida como leite de magnésia e é utilizada como antiácido. 
 
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3- Reação do ferro com solução de sulfato de cobre II 
Em um tubo de ensaio, coloque cerca de 5 mL de solução de sulfato de cobre II e cerca de 1 g de ferro pulverizado. 
Agite vigorosamente e observe. Anote as evidências da reação. 
 
 
 
 
 
 
 Escreva a equação molecular para reação entre o ferro (Fe(s) ) e a solução de sulfato de cobre II (CuSO4(aq) ) 
produzindo cobre (Cu(s) ) e solução de sulfato de ferro II (FeSO4 (aq) ). 
 
 Escreva a equação iônica simplificada. 
4- Reação da solução de nitrato de chumbo II com a solução de iodeto de potássio 
 
Atenção: os compostos de chumbo são tóxicos! 
 
A um tubo de ensaio contendo cerca de 1 mL de solução de nitrato de chumbo II, adicione, aos poucos e com 
agitação, 1 mL de solução de iodeto de potássio. Anote as evidências da reação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Escreva a equação molecular para reação entre a solução de nitrato de chumbo II (Pb(NO3) 2(aq) ) e a solução 
de iodeto de potássio (KI (aq) ) produzindo iodeto de chumbo II sólido (PbI2(s)) e solução de nitrato de potássio 
(KNO3 (aq) ). 
 
 Escreva a equação iônica simplificada. 
 
Coloque a mistura do tubo e a água usada para lavá-lo no frasco de “Refugos de chumbo”. 
 
5- Descoloração da solução de permanganato de potássio por água oxigenada 
Atenção: Ambas as soluções devem ser manipuladas com cuidado. A solução de permanganato de potássio mancha 
as mãos e a roupa. A solução de água oxigenada pode causar queimaduras. 
 
a) Em um tubo de ensaio, coloque cerca de 2 mL de solução de KMnO4 e cerca de 2 mL de H2SO4. Agite. 
b) Adicione, lentamente e escorrendo pelas paredes do tubo, gotas de solução de água oxigenada, agitando sempre, 
até completa descoloração. Anote as evidências da reação. 
 
 
 
Escreva a equação molecular entre as soluções de KMnO4, H2O2 e H2SO4, considerando que são produzidos MnSO4(aq), 
K2SO4(aq), H2O(l) e O2 (g) . 
 
Obs. O balanceamento desta equação exige conhecimentos que estão além dos objetivos deste curso. 
 
 
 
 
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5- Interação do amido com solução de iodo 
a) A um tubo de ensaio contendo 2 mL de dispersão de amido, adicione gotas de solução aquosa de iodo. Agite e 
observe. 
b) Aqueça suavemente o tubo até ocorrer alguma alteração significativa. 
Se o tubo for aquecido demasiadamente o amido poderá decompor-se ou o iodo volatilizar. 
c) Resfrie o tubo sob água corrente e observe. Anote os resultados. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exercícios complementares: 
 
1) Faça uma lista das evidências de transformações químicas que você observou. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2) Faça o balanceamento das seguintes equações moleculares: 
 
a) H2 (g) + O2 (g)  H2O (g) 
 
 
b) Na (s) + O2 (g)  Na2O (s) 
 
 
c) Na2O (s) + H2O (l)  NaOH (aq) 
 
 
d) H2 (g) + Cl2 (g)  HCl (g) 
 
 
 
e) Al(OH)3 (aq) + HCl (aq)  AlCl3 (aq) + H2O (l) 
 
2) Faça o balanceamento das seguintes equações iônicas: 
 
1) Ag +(aq) + Cl
-
(aq)  AgCl(s) 
 
 
2) Pb 2+(aq) + Cl
- 
(aq)  PbCl2 (s) 
 
3) Na +(aq) + SO4 
2- 
(aq)  Na2SO4 (s) 
 
4) Al 3+(aq) + SO4 
2- 
(aq)  Al2 (SO4)3 (s) 
 
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3) Complete e faça o balanceamento das seguintes equações moleculares: 
 
a) H2 + Cl2  
 
 
b) H2 + O2  
 
 
c) C + O2  CO 
 
 
d) S +  SO3 
 
4) Complete e faça o balanceamento das seguintes equações iônicas: 
i. Na+ + S2-  
 
 
ii. Fe2+ + Cl-  
 
 
iii. Ca 2+ +  CaSO4 
 
 
iv. HCO3
-  CO3
2- + H+ 
 
5) Faça o balanceamento das equações moleculares, que ocorrem em solução aquosa e escreva a equação 
iônica simplificada correspondente. 
 
 
 a) HI(aq) + KOH(aq)  KI(aq) + H2O(l) 
 
 
 
 
 
 
 b) AgNO3(aq) + H2SO4(aq)  Ag2SO4(s) + HNO3(aq) 
 
 
 
 
 
 
c) NaCl(aq) + AgNO3(aq)  AgCl(s) + NaNO3(aq) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Experimento 10: 
REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO 
 
 Sabe-se que os ácidos corroem o ferro. Se um pedaço de ferro for colocado em contato com uma solução de 
ácido clorídrico ocorre a dissolução do metal, a liberação de gás hidrogênio e a produção de uma solução de íons 
Fe2+ e Cl-. 
Fe(s) + 2HCl(aq)  FeCl2 (aq) + H2(g) 
 
 A equação iônica simplificada mostra que a reação ocorre apenas entre os átomos de ferro e os íons 
hidrônios da solução: 
Fe(s) + 2H
+
(aq)  Fe
2+
(aq) + H2(g) 
 
 Observe que os átomos de ferro adquirem carga positiva e os átomos de hidro gênio perdem a carga 
positiva, tornando-se neutros. Isso pode ser explicado admitindo que elétrons são transferidos do ferro para os íons 
hidrônio: 
 
 
Fe: + 2H+  Fe2+ + H:H 
 
 Reações como essas, que ocorrem com transferência de elétrons entre os reagentes, são denominadas de 
reações de oxidação-redução, oxirredução ou redox. 
 Numa reação de oxirredução, elétrons são transferidos de um reagente (o redutor) para o outro reagente (o 
oxidante): 
 
Fe (s) + 2H
+
(aq)  Fe
2+
(aq) + H2(aq) 
 redutor oxidante 
 
 
O oxidante (H+) e sua forma reduzida (H2) bem como o redutor (Fe) e sua forma oxidada (Fe
2+) formam pares ou 
semi-reações de oxidação-redução: 
 
Fe(s)  Fe
2+
(aq) + 2e
-oxidação = perda de eletrons 
 
 2H+(aq) + 2e
-  H2 (g) redução = ganho de elétrons 
 
 As duas semi-reações ocorrem simultaneamente e, em conjunto, constituem a reação de oxirredução. 
 Outra maneira de definir "reação de oxirredução" é através dos números de oxidação. (número igual à carga 
relativa de um átomo em uma espécie química). 
 
Exercícios de fixação: 
1) O que é reação de oxi-redução? 
 
 
 
 
 
2) O que é oxidação? O que é semi-reação de oxidação? 
 
 
 
 
 
 
 
 
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3) O que é redução? O que é semi-reação de redução? 
 
 
 
 
 
 
4) O que é estado de oxidação? 
 
 
 
 
 
5) Como se reconhece que uma reação é de oxirredução? 
 
 
 
 
 
 
6) Quais são as principais aplicações das reações de oxirredução? 
 
 
 
 
 
 
 
 
Objetivos: 
Reconhecer reações de oxirredução; Escrever e balancear equações de oxirredução; Relacionar espécies químicas e 
com suas respectivas fórmulas. 
 
Procedimento Experimental: 
 
1 - Reação do cobre com ácido sulfúrico 
 
a) Coloque em um tubo de ensaio um pedaço de cobre e adicione H2SO4 (aq) 3,0 mol/L até cobri-lo. Observe. 
Anote o que você observou. A reação é espontânea? 
 
 
 
 Escreva a equação para a reação entre o cobre (Cu(s) ) e a solução de ácido sulfúrico: (H2SO4 (aq) ), produzindo 
hidrogênio (H2 (g)) e solução de CuSO4 (aq) ). 
 
 Escreva a equação entre o cobre (Cu(s) ) e o cátion hidrônio (H
+
(aq)) produzindo hidrogênio (H2(g) ) e íon cobre II 
(Cu2+(aq) ). 
 
Examine a equação, verifique se houve variação nos estados de oxidação dos elementos e conclua se a reação é de 
oxirredução. 
 
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2 - Reação do ferro com ácido sulfúrico 
 
a) Coloque um pedaço de ferro em um tubo de ensaio e adicione H2SO4 (aq) 3,0 mol/L até cobri-lo. Observe. 
Anote o que você observou. 
 
 
 
 
 Escreva a equação para a reação do ferro com a solução de ácido sulfúrico, produzindo solução de sulfato de 
ferro II heptahidratado sólido (FeSO4.7H2O(s) ). 
 
 
 
 
 Escreva a equação iônica para a reação entre o ferro e o cátion hidrônio, produzindo íon ferro II (Fe2+(aq) ) e 
hidrogênio gasoso (H2 (g) ). 
 
 
 
b) Examine as equações, verifique se houve variação nos estados de oxidação dos elementos e conclua se a reação é 
de oxirredução. 
 
 
 
 
 
c) Separe, em um béquer, um pouco dessa solução. 
 
3- Reação do óxido de cobre II com o ácido sulfúrico 
O óxido de cobre II (óxido cúprico) é um sólido de fórmula CuO. 
a) Adicione cerca de 10 gotas de água a um tubo de ensaio contendo 1,0 g de CuO. Agite bem a mistura. (Já realizado 
pelos técnicos do laboratório). Adicione 5 mL de solução de H2SO4 (aq) 3,0 mol/L. (marca feita no tubo de ensaio) 
b) Agite bem o tubo. Aqueça o tubo de ensaio, com cuidado e agitando sempre, até obter uma solução azul. 
c) Separe, em um béquer, um pouco dessa solução. 
 
4 - Reatividade: ferro x cobre 
 
4.1 - Reação da lâmina de ferro com a solução de sulfato de cobre II. 
 
a) Limpe com palha de aço uma lâmina de ferro e mergulhe-a, parcialmente, na solução de sulfato de cobre II. Após 
alguns minutos, examine a lâmina. Descreva o que você observou. 
 
 
 
 
 
 Esta reação é espontânea? 
 
 
 Escreva a equação molecular para a reação entre o ferro e a solução de sulfato de cobre II, produzindo cobre 
e solução de sulfato de ferro II. 
 
 
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 Escreva a equação entre o ferro e a solução de Cu2+(aq), produzindo íons Fe
2+ e Cu sólido. 
 
 
 
 Examine as equações, verifique se houve variação nos estados de oxidação dos elementos e conclua se a 
reação é de oxirredução. 
 
 
 
4.2 - Reação da lâmina de cobre com a solução de sulfato de ferro II 
a) No béquer que contém a solução de sulfato de ferro II, coloque uma lâmina de cobre. Espere alguns minutos e 
observe. Anote o que você observou. 
 
 
 
 
 Escreva a equação entre o cobre e a solução de sulfato de ferro II, produzindo ferro e solução de sulfato de 
cobre II. 
 
 Esta reação é espontânea? 
 
 Escreva a equação iônica entre o cobre e os íons Fe2+(aq), produzindo ferro e íons Cu
2+
(aq) 
 
 Examine as equações, verifique se houve variação nos estados de oxidação dos elementos e conclua se a 
reação é de oxirredução. 
 
 
 
 
C- Análise dos resultados e conclusões 
 
a) Baseado nos resultados anteriores, escreva a equação química para a reação que ocorre espontaneamente, 
envolvendo as espécies Fe(s), Cu(s) , Fe
2+
(aq) e Cu
2+
(aq) . 
 
 
 
 
Complete a tabela abaixo com a fórmula química das espécies que participaram da reação descrita pela equação 
anterior. 
 
Espécie que cedeu elétrons 
Espécie que recebeu elétrons 
Espécie oxidante 
Espécie redutora 
Espécie que tem maior tendência de ganhar elétrons 
Espécie que tem maior tendência de perder elétrons 
 
 
 
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Exercícios complementares: 
 
1. Considere as seguintes equações (não balanceadas): 
 
A- NaOH(aq) + HCl(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) 
 
 
 
B- NaHCO3(aq) + HCl(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g) 
 
 
 
C- Na(s) + Cl(2)  NaCl(s) 
 
 
 
D- Fe(s) + CO2 (g)  FeO(s) + CO(g) 
 
 
 
E- Zn(s) + HCl(aq)  ZnCl2(aq) + H2(g) 
 
 
 
F- NiCl2(aq) + Pb(s)  PbCl2(aq) + Ni(s) 
 
 
 
 
a) Faça o balanceamento das equações. 
b) Indique as reações que são de oxi-redução 
c) Identifique, nas equações, as substâncias que recebem elétrons (oxidantes) e as que cedem elétrons (redutoras). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Experimento 11: 
CÉLULAS ELETROQUÍMICAS 
 
 A transformação de energia química em energia elétrica, ou vice-versa, é realizada em células eletroquímicas. Se 
a célula opera produzindo energia elétrica a partir de reações químicas ela é denominada célula galvânica ou voltaica 
(pilha); operando com consumo de energia elétrica ela é denominada célula eletrolítica (eletrólise). 
 As reações químicas que ocorrem nas células eletroquímicas são denominadas reações de oxidação-redução, 
oxirredução ou redox. 
Numa reação de oxirredução, elétrons são transferidos de um reagente (o redutor) para o outro reagente (o 
oxidante). 
 Se um bastão de zinco for mergulhado em uma solução de sulfato de cobre, ocorrerá a reação: 
 
Zn(s) + CuSO4 (aq)  ZnSO4 (aq) + Cu (s) 
 
 Como o íon sulfato não participa da reação, a equação pode ser representada na forma iônica: 
 
Zn (s) + Cu
2+
(aq)  Zn
2+
(aq) + Cu (s) 
 redutor oxidante 
 O oxidante (Cu 2+ ) e sua forma reduzida (Cu) bem como o redutor (Zn) e sua forma oxidada (Zn2+) constituem 
pares ou semi-reações de oxidação-redução. 
Cu2+(aq) + 2e
-  Cu (s) redução 
 
Zn (s)  Zn
2+
(aq) + 2e
-oxidação 
 
 A transferência de elétrons ocorre devido à diferença de potencial elétrico entre os dois pares. A diferença 
de potencial é medida por um voltímetro. Para o sistema acima, a voltagem observada é 1,10 volt. 
 
Semi-reação de redução Cu2+(aq) + 2e
-  Cu (s)  = ? 
 
Semi-reação de oxidação Zn (S)  Zn
2+
(aq) + 2e
-  = ? 
 
 
Reação global Zn (S) + Cu
2+
(aq)  Zn
2+
(aq) + Cu(s) 
o = 1,10 volt 
 
 Para observar e medir a diferença de potencial desta reação é necessário que o bastão de zinco e a solução 
de Cu2+(aq) estejam fisicamente separados, o que pode ser conseguido construindo-se a célula galvânica 
esquematizada a seguir. 
Célula de zinco-cobre (pilha de Daniell) 
 
 
Zn(s)  Zn
2+
(aq) + 2e
- Cu2+(aq) + 2e
-  Cu(s) 
semi-reação de oxidação semi-reação de redução 
voltimetro
Zn(s)
Cu(s)
elétrons  elétrons 
Zn2+ (aq)
SO42-(aq)
Cu2+ (aq)
SO42-(aq)
Anodo Catodo
Ponte Salina
← íons → 
 
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 Quando a reação é executada nas condições acima, as semi-reações ocorrem em locais difrentes e é 
possível observar a corrente elétrica que flui no condutor metálico. A ponte salina, constituída de uma solução 
aquosa de um sal, tem a função de manter a eletroneutralidade das semi-células, através da migração de íons. 
 A diferença de potencial entre o zinco e o cobre é 1,10 volt. Mas, qual é o potencial do zinco e qual é o 
potencial do cobre ? 
 O potencial elétrico de cada par não pode ser medido diretamente: é medido em relação a uma semi-
reação, usada como referência, em condições padronizadas. 
 A semi-reação de referência é a redução do hidrogênio, para a qual se atribui, arbitrariamente, o potencial 
zero. 
 
2H+(aq) + 2e
-  H2(g) 
o = 0 volt 
 
 A medida dos potenciais elétricos é feita acoplando cada semi-célula à semi-célula de hidrogênio, 
esquematizada abaixo. 
 
 
  H2 (g) 1 atm 
 
Pt 
 
 
 H+(aq) 1 mol/L 
 
 Semi-célula de hidrogênio 
 
 Quando se constrói uma célula de zinco e hidrogênio, verifica-se que o eletrodo de zinco tem sua massa 
diminuída e ocorre liberação de gás hidrogênio. A diferença de potencial observada é 0,76 volt. As semi-reações e a 
reação global que ocorrem espontaneamente, estão representadas abaixo. 
 
Semi-reação de redução 2H+(aq) + 2e
-  H2 (g)  = 0 volt 
 
Semi-reação de oxidação Zn (s)  Zn
2+
(aq) + 2 e
-  = ? 
 
 
Reação global Zn (s) + 2H
+
(aq)  Zn
2+
(aq) + H2 (s) 
 = 0,76 volt 
 
 Sendo  = 0,76 volt e o potencial do hidrogênio igual a zero, o potencial do zinco será 0,76 volt. Para a 
semi-reação de oxidação do zinco teremos: 
 
Zn (s)  Zn
2+
(aq) + 2 e
- o = 0,76 volt 
 
 Como a IUPAC recomenda o uso de potenciais de redução, iremos utilizar a semi-reação de redução, 
alterando o sinal do valor do potencial: 
 
Zn2+(aq) + 2 e
-  Zn (s) 
o = -0,76 volt 
 
 Acoplando a semi-célula de cobre à de hidrogênio, verifica-se que o eletrodo de cobre tem sua massa 
aumentada e não há produção de gás hidrogênio. A diferença de potencial encontrada é 0,34 volt. 
 
Semi-reação de redução Cu 2+(aq) + 2e
-  Cu (s)  = ? 
 
Semi-reação de oxidação H2 (g)  2H
+
(aq) + 2 e
-  = 0 volt 
 
Reação global H2 (g) + Cu
2+
(aq)  2H
+
(aq) + Cu (s) 
 = 0,34 volt 
 
 
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 Sendo  = 0,34 volt e o potencial do hidrogênio igual a zero, o potencial do cobre será 0,34 volt. Para a 
semi-reação de redução do cobre teremos: 
 
Cu 2+(aq) + 2e
-  Cu (s)  = 0,34 volt 
 
 Acoplando semi-células de vários sistemas à semi-célula de hidrogênio, foi possível medir o potencial de 
semi-reações de oxidação-redução. 
 Estas medidas foram feitas na condição padrão: temperatura de 25ºC, concentração 1 mol/L para as 
soluções e pressão de 1 atm para os gases e o potencial é expresso em volt. Por recomendação da IUPAC, utilizam-
se as semi-reações de redução. Para as semi-reações de oxidação inverte-se a semi-equação de redução e troca-se o 
sinal do potencial. 
 A tabela a seguir contém os potenciais de redução de várias semi-reações importantes para o curso. 
 As semi-reações de redução são úteis para o cálculo da voltagem de uma célula e para prever a 
espontaneidade de reações de oxi-redução, o que é importante, principalmentedo ponto de vista prático. 
 
Tabela: Potencial Padrão de Redução (volt) 
 Condição padrão: 1mol/L (soluções), 1 atm (gases), 25oC. 
 
 Para calcular a diferença de potencial elétrico, que é a voltagem da célula ou a sua força eletromotriz 
(f.e.m.), combinam-se semi-células contendo, cada uma, as espécies de um par oxi-redução. Na semi-célula que 
contiver as espécies do par de maior potencial de redução ocorrerá a redução e o eletrodo nela contido será o 
cátodo da célula. O ânodo será o eletrodo da semi-célula onde ocorrerá a oxidação e ela conterá as espécies do par 
de menor potencial de redução. 
 A diferença de potencial elétrico entre os eletrodos é calculada subtraindo do potencial de redução do 
cátodo o potencial de redução do ânodo: 
 
o célula = 
o
catodo - 
o
anodo 
 
 Semi-equações de redução o (volt) 
 K+(aq) + e
-  K(s) - 2,92 
Ca2+(aq) + 2 e
-  Ca(s) - 2,87 
Na+(aq) + e
-  Na(s) - 2,71 
Mg2+(aq) + 2 e
-  Mg (s) - 2,37 
Al 3+(aq) + 3 e
-  Al (s) - 1,66 
2H2O(l) + 2e
-  H2(g) + 2 OH
-
(aq) - 0,83 
Zn2+(aq) + 2e
-  Zn(s) - 0,76 
Fe2+(aq) + 2e
-  Fe(s) - 0,44 
Ni2+(aq) + 2e
-  Ni(s) - 0,25 
Pb2+(aq) + 2e
-  Pb(s) - 0,12 
 
2H+(aq) + 2e
-  H2(g)0,00 
 
Sn4+(aq) + 2e
-  Sn (s) + 0,14 
Cu2+(aq) + 2e
-  Cu(s) + 0,34 
H2O(l) + O2 (g) + 4 e
-  4 OH-(aq) + 0,40 
I2(s) + 2e
-  2 I-(aq) + 0,54 
O2(g) + 2H
+
(aq) +2e
- H2O2(aq) + 0,68 
Fe3+(aq) + e
-  Fe2+(aq + 0,77 
Hg2
2+
(aq) + 2e
-  2Hg(l) + 0,79 
Ag+(aq) + e
-  Ag(s) + 0,80 
O2(g) + 4H
+
(aq) + 4e
-  2H2O(l) + 1,23 
Cl2(g) + 2 e
-  2Cl-(aq) + 1,36 
Au 3+(aq) + 3 e
-  Au (s) + 1,50 
MnO4
-
(aq) + 8H
+
(aq) + 5e
-  Mn2+(aq) + 4H2O + 1,52 
 
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Vejamos os cálculos para a pilha de Daniell, apresentada no início. Reação espontânea que ocorre na célula: 
Zn (s) + Cu
2+
(aq)  Zn
2+
(aq) + Cu (s) 
 
Na tabela de potenciais de redução obtêm-se os potenciais dos pares envolvidos: 
 
Zn2+(aq) + 2e
-  Zn(s) 
o = - 0,76 volt menor potencial: anodo 
 
 Cu2+(aq) + 2e
-  Cu(s) 
o = 0,34 volt maior potencial: catodo 
 
Logo a voltagem da célula será: o = o Cu2+/Cu - 
o
Zn2+/Zn = 0,34 - (-0,76) = 1,10 volt 
 
Com as reações de oxi-redução, que não ocorrem em células, procede-se analogamente; o potencial de redução do 
par que contém a espécie que se oxida (o redutor) é subtraído do potencial de redução do par que contém a espécie 
que se reduz (o oxidante). 
 
Por exemplo: para a reação 
 2Fe3+(aq) + Sn
2+
(aq)  2Fe
2+
(aq) + Sn
4+
(aq) 
 
 
 o = o Fe
3+
 / Fe
2+
 - 
o
Sn
4+
 / Sn
2+ o = 0,77 - 0,14 = 0,63 volt 
 
 A diferença de potencial (o) permite determinar a espontaneidade da reação na condição padrão: 
 
o  0 (positivo) reação espontânea 
o  0 (negativo) reação não espontânea 
 
 Uma maneira simples de se calcular a diferença de potencial da célula é somar o potencial de redução de 
uma semi-reação com o potencial de oxidação da outra semi-reação: 
 
Reação global Zn (S) + Cu
2+
(aq)  Zn
2+
(aq) + Cu(s) 
o = ? 
 
A partir da equação global, escrevem-se as semi-reações de redução e de oxidação. Usando a tabela de potenciais de 
redução, escrevem-se os potenciais de redução e de oxidação (muda-se o sinal). 
 
Semi-reação de redução Cu2+(aq) + 2e
-  Cu (s) 
o = 0,34 V 
 
Semi-reação de oxidação Zn (S)  Zn
2+
(aq) + 2e
- o = 0,76 V 
 
Somam-se o potencial de redução e o de oxidação: o = 0,34 + 0,76 = 1,10 volt 
 
 Independentemente de cálculos, a espontaneidade de reação de oxi-redução pode ser verificada apenas 
pela posição dos pares na tabela de potenciais de redução, desde que eles estejam colocados em ordem crescente. 
Serão espontâneas todas as reações entre a forma reduzida de um par e as formas oxidadas dos pares situados 
abaixo na tabela. 
 Nas células eletrolíticas ocorrem reações de oxi-redução não espontâneas devido à aplicação de um 
potencial externo, superior à voltagem da reação espontânea. A eletrólise, que é a denominação da reação não 
espontânea que ocorre na célula eletrolítica, tanto ocorre em solução como com o material fundido. Porém, nem 
sempre é possível prever as reações que ocorrem nos eletrodos devido a efeitos cinéticos, termodinâmicos, de 
concentração e das características dos eletrodos. 
 
 
 
 
 
 
 
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 elétrons 
 + - 
 
Eletrólise do cloreto de 
sódio fundido (NaCl (l) ). 
 Na+ 
 Cl- 
 + - 
 ânodo 
cátodo 
 
 
Semi-reações nos eletrodos Reação na célula (eletrólise) 
 
2Cl-  2e- + Cl2 (g) (oxidação) 2Cl
- + 2Na+  2 Na(l) + Cl2(g) 
2Na+ + 2e-  2Na(l) (redução) 
 
 Nesta aula serão investigadas algumas reações de oxi-redução por contato direto dos reagentes e com os 
reagentes separados, numa célula galvânica. Também será realizada uma eletrólise e investigados os produtos da 
reação não espontânea. 
Exercícios de fixação: 
 
1) O que são células eletroquímicas? 
 
 
 
2) Qual é a diferença entre uma célula galvânica e uma célula eletrolítica, em relação a fornecimento e 
consumo de energia? 
 
 
 
 
 
3) O que causa a transferência de elétrons entre os reagentes, em uma reação de oxi-redução ? 
 
 
 
 
4) Qual é o aparelho utilizado para medir a diferença de potencial em uma célula? 
 
 
5) Qual é a semi-reação utilizada como referência na medida dos potenciais elétricos? Escreva a semi-equação 
e o potencial correspondente a esta semi-célula. 
 
 
 
6) O que é condição padrão? 
 
 
 
7) O que é potencial padrão de redução? 
 
 
 
8) Qual é a importância de se saber a diferença de potencial de um sistema de oxirredução? 
 
 
 
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Objetivos: 
 Prever a espontaneidade de reação a partir da tabela de potenciais de redução. 
 Montar uma célula de Daniell, medir sua voltagem e discutir seu funcionamento. 
 Montar uma célula eletrolítica, identificar os produtos e discutir o seu funcionamento. 
 
Procedimento Experimental: 
1- Reações entre metais e íons metálicos. 
 
a) Limpe com palha de aço as lâminas metálicas fornecidas (Fe e Cu). 
b) Deposite na superfície de cada uma delas, em locais diferentes, uma gota de solução 1,0 mol/L de solução dos 
cátions que lhe forem oferecidos. 
 
c) Espere alguns minutos e observe. A formação de cristais, ou o escurecimento da lâmina, indica que houve reação. 
Anote os resultados na tabela 
 
 Fe Cu 
Solução 
Solução 
Soluçâo 
 
 Escreva as equações da reação entre o metal e o cátion da solução, para as reações que ocorreram. 
 
 
 
 
 Calcule a diferença de potencial padrãopara as reações que ocorreram e compare com os resultados obtidos. 
 
 
 
 
 
 
 
 Escreva as equações da reação entre o metal e o cátion da solução, para as reações que não ocorreram. 
 
 
 
 Calcule a diferença de potencial padrão para as reações que não ocorreram e compare com os resultados obtidos. 
 
 
 
2- Montagem e funcionamento da célula de Zn-Cu (pilha de Daniell) 
a) Monte a pilha conforme a figura da introdução. 
b) Meça a tensão da célula com o voltímetro. 
 Anote os resultados obtidos. 
 
 
 
 Escreva a equação correspondente à reação e calcule o potencial da pilha. 
 
 Compare o potencial da pilha medido e o tabelado. 
 
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 Descreva o funcionamento da ponte salina. 
 
 
 
 
 Descreva a migração dos íons e dos elétrons na célula. 
 
 
 
 
3- Eletrólise de uma solução de iodeto de potássio 
 
a) Encha, quase completamente, um tubo em forma de U com solução de KI 0,50 mol/L e prenda-o a um suporte. 
b) Em cada extremidade do tubo mergulhe um eletrodo de carbono conectado a uma fonte de corrente contínua. 
Observe a figura. 
 
  – 
 FONTE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
c) Ligue a fonte por 2 ou 3 minutos e observe. Anote os resultados. 
 
 
 
 
 
d) Com um conta-gotas retire, cuidadosamente, cerca de 1 mL da solução de uma das extremidades do tubo e 
coloque-os em 2 tubos de ensaio. A um dos tubos adicione gotas de fenolftaleína e, ao outro, gotas de suspensão de 
amido. Anote os resultados. 
 
 
 
e) Repita o mesmo procedimento com a solução da outra extremidade do tubo. Anote os resultados. 
 
 
 
 
f) Escreva a semi-reação das reações catódica e anódica e a equação da reação para a célula. Discuta a espontaneidade 
dessa reação. 
 
 
 
 
 
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Química Geral 
CENTRO UNIVERSITÁRIO DE BELO 
HORIZONTE 
Exercícios complementares: 
 
1. Esquematize uma pilha para a reação 
Sn(s) + 2 Ag
+ (aq)  Sn
2+ (aq) + 2 Ag(s). 
 
 
 
 
 
 
 
 
a) Escreva as semi-equações de oxidação e de redução e a equação global. 
 
 
 
b) Calcule o potencial da célula. 
 
c) Indique o movimento dos elétrons e dos íons. 
 
 
d) Indique o cátodo e o ânodo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2) Calcule o potencial padrão das células eletroquímicas abaixo e faça uma previsão da espontaneidade. 
 a) Zn(s) + 2H
+ (aq)  Zn 
2+
(aq) + H2 (aq) 
 
 
 
 b) Cu(s) + 2H
+ (aq)  Cu 
2+
(aq) + H2 (aq) 
 
 
 
 
 c) I2(aq) + 2Fe
2* (aq)  2I
- 
(aq) + 2Fe
3+
(aq) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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HORIZONTE 
3) Utilizando a tabela de potenciais de redução ou de oxidação, procure explicar os seguintes fatos: 
a) O elemento cálcio não ocorre na natureza como substância simples (Ca(s)); ocorre apenas combinado 
com outros elementos, como íon Ca2+. 
 
 
 
 
 
 
 
 
b) De maneira similar, o cloro ocorre como Cl- (íon cloreto) e não ocorre como substância simples Cl2. 
 
 
 
 
 
 
c) Uma solução ácida pode ser guardada em um recipiente de cobre, mas não pode guardada em um 
recipiente de ferro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
d) O ferro sofre oxidação eletroquímica pelo meio ambiente, mas o ouro não. 
 
 
 
 
 
 
 
1) Quais são as espécies iônicas presentes em uma solução de KI(aq)? 
 
 
 
 
 
 
2) Quais são os produtos da eletrolise do KI fundido? 
 
 
 
 
 
 
 
 
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PROCEDIMENTOS DE SEGURANÇA 
 
 
FOGO 
 
 QUEIMADURA, INCÊNDIO. 
 Afaste os materiais inflamáveis ao trabalhar com o bico de gás. 
 
REAGENTE 
 
 QUEIMADURA, INTOXICAÇÃO. 
 Conheça as propriedades do reagente antes de manipulá-lo. 
 Em caso de derramamento limpe imediatamente o local. 
 
VAPOR 
 
 INTOXICAÇÃO 
 Evite cheirar reagentes. 
 Manipule os materiais voláteis na capela. 
 
VIDRO 
 
 CORTE 
 Proteja-se ao trabalhar com vidro. 
 
MATERIAL INADEQUADO 
 
 ACIDENTE 
 Utilize cada material conforme sua finalidade. 
 Substitua o material danificado. 
 
REFUGO 
 
 POLUIÇÃO 
 Evite sobras de reagentes. 
 Coloque os refugos nos recipientes adequados. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS 
 
 
VIIIA 
18 
 
 
1 
 
IA 
1 
 
IIA 
2 
 
 
MASSA ATÔMICA  
1 
H 
1,0 
 NÚMERO ATÔMICO 
IIIA 
13 
 
IVA 
14 
 
VA 
15 
 
VIA 
16 
 
VIIA 
17 
2 
He 
4,0 
 
 
2 
3 
Li 
6,9 
4 
Be 
9,0 
 5 
B 
10,8 
6 
C 
12,0 
7 
N 
14,0 
8 
O 
16,0 
9 
F 
19,0 
10 
Ne 
20,2 
 
 
3 
11 
Na 
23,0 
12 
Mg 
24,3 
 
IIIB 
3 
 
IVB 
4 
 
VB 
5 
 
VIB 
6 
 
VIIB 
7 
 
VIIIB 
8 
 
VIIIB 
9 
 
VIIIB 
10 
 
IB 
11 
 
IIB 
12 
13 
Al 
27,0 
14 
Si 
28,0 
15 
P 
30,1 
16 
S 
32,1 
17 
Cl 
35,4 
18 
Ar 
40,0 
 
 
4 
19 
K 
39,1 
20 
Ca 
40,1 
21 
Sc 
45,0 
22 
Ti 
47,9 
23 
V 
50,9 
24 
Cr 
52,0 
25 
Mn 
54,9 
26 
Fe 
55,9 
27 
Co 
58,9 
28 
Ni 
58,7 
29 
Cu 
63,6 
30 
Zn 
65,4 
31 
Ga 
69,7 
32 
Ge 
72,6 
33 
As 
74,9 
34 
Se 
79,0 
35 
Br 
79,9 
36 
Kr 
83,8 
 
 
5 
37 
Rb 
85,5 
38 
Sr 
87,6 
39 
Y 
88,9 
40 
Zr 
91,2 
41 
Nb 
92,9 
42 
Mo 
95,4 
43 
Tc 
(98) 
44 
Ru 
101,1 
45 
Rh 
102,9 
46 
Pd 
106,4 
47 
Ag 
107,9 
48 
Cd 
112,4 
49 
In 
114,8 
50 
Sn 
118,7 
51 
Sb 
121,8 
52 
Te 
127,6 
53 
I 
126,9 
54 
Xe 
131,3 
 
 
6 
55 
Cs 
132,8 
56 
Ba 
137,3 
57 
La 
138,9 
72 
Hf 
178,5 
73 
Ta 
181,0 
74 
W 
183,9 
75 
Re 
186,2 
76 
Os 
190,2 
77 
Ir 
192,2 
78 
Pt 
195,1 
79 
Au 
197,0 
80 
Hg 
200,6 
81 
Tl 
204,4 
82 
Pb 
207,2 
83 
Bi 
209,0 
84 
Po 
(209) 
85 
At 
(210) 
86 
Rn 
(222) 
 
 
7 
87 
Fr 
(223) 
88 
Ra 
226,0 
89 
Ac 
227,0 
104 
Rf 
(261) 
105 
Db 
(262) 
106 
Sg 
(263) 
107 
Bh 
(262) 
108 
Hs 
(265) 
109 
Mt 
(266) 
110 
Uun 
(272) 
111 
Uuu 
(273) 
112 
Uub 
(277) 
113 
Uut 
___ 
114 
Uuq 
(289) 
115 
Uup 
___ 
116 
Uuh 
___ 
117 
Uus 
___ 
118 
Uuo 
___ 
 
 
 
 58 
Ce 
140,1 
59 
Pr 
140,9 
60 
Nd 
144,2 
61 
Pm 
(145) 
62 
Sm 
150,4 
63 
Eu 
152,0 
64 
Gd 
157,3 
65 
Tb 
158,9 
66 
Dy 
162,5 
67 
Ho 
164,9 
68 
Er 
167,3 
69 
Tm 
168,9 
70 
Yb 
173,0 
71 
Lu 
175,0 
 
 
 90 
Th 
212,0 
91 
Pa 
231,0 
92 
U 
238,0 
93 
Np 
237,1 
94 
Pu 
(244) 
95 
Am 
(243) 
96 
Cm 
(247) 
97 
Bk 
(247) 
98 
Cf 
(251) 
99 
Es 
(252) 
100 
Fm(257) 
101 
Md 
(258) 
102 
No 
(259) 
103 
Lr 
(262) 
 
VDC