Química Geral Experimental II

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Química Geral Experimental II
Prof. Dr. Marcelo Moizinho Oliveira
Prof. Dr. Marcelo Moizinho Oliveira
PREFÁCIO
 Este material foi desenvolvido com o objetivo de orientar o aluno no preparo de al-
gumas soluções e levá-lo a entende para que as mesmas são utilizadas. Práticas simples 
foram selecionadas de diversas fontes bibliográficas as quais se encontram nos roteiros. Tais 
fontes devem ser consultadas para maiores detalhes uma vez que contêm muitas informa-
ções relacionadas a experimentos envolvendo materiais alternativos. Aliás, isso foi uma pre-
ocupação, pois sabe-se que nem sempre se dispõe de vidrarias e reagentes necessários para 
realizar um experimento. Por fim, espero que apreciem a disciplina.
5Química Geral Experimental II
Sumário
 
1. Preparo de Soluções - Concentração g/L e mol/L ...........................................................................7
2. Titulação Ácido-Base ...............................................................................................................................11
3. Determinação do Teor de Ácido Acetilsalicílico em Comprimidos .........................................15
4. Determinação do Ácido Acético no Vinagre ...................................................................................17
5. A Química da Vitamina C ........................................................................................................................19
6. Acidez do Leite ...........................................................................................................................................21
7. Soluções Saturadas ..................................................................................................................................23
8. Solubilidade ................................................................................................................................................25
9. Solubilidade e Temperatura ..................................................................................................................27
10. Solubilidade e o Solvente ......................................................................................................................29
11. Sempre Cabe Mais Um ............................................................................................................................31
12. Soluções Supersaturadas .......................................................................................................................33
13. Solubilidade de Gases em Líquidos. ..................................................................................................35
14. Estudando a Influência de um Catalisador ......................................................................................37
15. Trabalhando com a Polaridade das Ligações..................................................................................39
16. Identificando o Oxidadnte e o Redutor de uma Reação ............................................................41
17. Produzindo Chuva Ácida ........................................................................................................................43
18. Influência da Temperatura na Pressão de um Gás ........................................................................45
19. Lei de Charles .............................................................................................................................................47
20. Folheando com Cobre .............................................................................................................................49
21. Extração com Solvente ...........................................................................................................................51
22. Tratamento de Água para o Consumo Humano............................................................................53
23. Produção de Aguardente de Cana ......................................................................................................55
24. Cola de Caseína..........................................................................................................................................57
25. Análise de Bebidas....................................................................................................................................59
26. Efeito de Detergentes Sobre a Tensão Superficial da Água .......................................................61
27. Crescendo Cristais ....................................................................................................................................63
28. Produção de Sabão em Barra ...............................................................................................................65
29. Fabricação de Sabonetes Artesanais .................................................................................................67 
6 Química Geral Experimental II
7Química Geral Experimental II
1. Preparo de Soluções - Concentração g/L e mol/L
Introdução
Em Química, solução é o nome dado a dispersões cujo tamanho das moléculas dis-
persas é menor que 1 nanômetro (nm). A solução ainda pode ser caracterizada por formar 
um sistema homogêneo (a olho nu e ao microscópio) e por ser impossível separar o disperso 
do dispersante por processos físicos.
A quantidade de soluto dissolvida em uma quantidade de solvente nos dá um valor 
que chamamos de concentração da solução. A concentração de uma solução é tanto maior 
quanto mais soluto estiver dissolvido em uma mesma quantidade de solvente.
A concentração das soluções pode ser expressa de diversas formas. O que se en-
tende simplesmente por concentração é a quantidade de soluto existente em relação ao 
volume da solução. 
 )(
)(
LV
gmC = (1) 
A concentração molar ou concentração em mol/L é a relação entre o número de mol 
do soluto e o volume da solução (em Litros, expressa na unidade mol/L).
 
 
 
 
(2)
Com n = m(g)/MM(g/mol), em n - quantidade de matéria, m – massa molar do soluto em 
gramas (g) e MM – massa molar do soluto em g/mol.
Objetivo
Praparar uma solução 0,05g/L e 0,01mol/L de NaCl e 0,005g/L e 0,001mol/L de H2SO4 
OBS.: O volume será definido pelo professor ou tutor.
Materiais e Reagentes
Água destilada Balão Volumétrico Béquer
Sal (NaCl) Balança Pisseta
H2SO4 concentrado Funil Vidro de relogio
 Bastão de Vidro Espátula 
 
)()/((
)(
LsoluçãodaVxmolgsolutodomolarmassaMM
gsolutodomM
−
=
8 Química Geral Experimental II
Procedimento Experimental
•	 Faça	os	cálculos	para	achar	a	massa	necessária	para	o	preparo	das	soluções.	No	caso	
de substâncias líquidas, utilize a sua densidade e pureza para achar o volume necessário.
•	 Em	seguida,	pese	esta	quantidade	e	dissolva	um	pouco	de	água	destilada	para	facili-
tar a transferência para o balão (no caso de sólidos). 
•	 No	caso	do	ácido,	pipete	o	volume	achado	e	transfira	para	o	balão	volumétrico	que	já	
contenha um pouco de água destilada.
•	 Transfira	a	solução	para	o	balão	volumétrico.	Coloque	a	água	na	metade	do	balão	e	
agite. 
•	 Em	seguida,	complete	com	mais	água	e,	quando	estiver	próximo	a	marca	de	aferição,	
pare e complete com a pisseta.
CUIDADO! Sempre adicione ácido na água e nunca o contrário.
Você sentirá um aumento brusco na temperatura da solução, no caso do ácido sulfúrico 
atingir os 200 oC, temperatura superior ao da ebulição da água, e isso pode fazer com que a 
solução seja ejetada do balão podendo causar sérias queimaduras.
LEMBRE-SE SEMPRE DE VERIFICAR OS RÓTULOS DAS SUBSTÂNCIAS QUÍMICAS ANTES 
DE USÁ-LAS!
Referência 
SOLUÇÕES. Disponível em: < http://pt.wikipedia.org/wiki/Solu%C3%A7%C3%A3o >.
Exemplo de como calcular a massa para uma concetração g/L.
O professor da disciplina Química Geral II solicitou que a turma preparasse 100 mL de uma 
solução de NaCl de concetração 2g/L.
Como fazer
Cálculos: Pelo dado de concentração que nos foi dado faremosa seguinte relação:
 Ou seja, precisamos pesar 0,2g de NaCl para obtermos a concetração desejada.
Para sabermos se nossos cálculos estão corretos basta utilizar a definição de concentração 
comum.
 
Logo, nossos cálculos estão corretos.
 
Lg
L
gC /2
1,0
2,0
==
9Química Geral Experimental II
Exemplo de como calcular a massa para uma concetração mol/L.
Para um sólido:
Agora o professor da disciplina Química Geral II solicitou que a turma preparasse 100 mL de 
uma solução de NaCl de concentração 0,5 mol/L.
Como fazer
Cálculos: Precisamos cálcular a massa do soluto (NaCl), em gramas. Isto é necessário para 
preparar a solução na concentração solicitada. Também será necessário saber a massa molar 
do soluto. Consultando a tabela periódica temos que a massa atômica do Na é igual a 23 
g/mol e do Cl 35,5 g/mol. Assim a massa molar do NaCl é a soma das massas atômicas dos 
elementos que compõem a substância, ou seja 58,5 g/mol.
Utilizando a expressão de concentração mol/L temos:
 
 
Portanto, será necessário pesar 2,925g de NaCl para preparar a solução de concentração 
0,5 mol/L.
Para um líquído:
Agora o professor da disciplina Química Geral II solicitou que a turma preparasse 100 mL 
de uma solução de HCl de concentração 0,5 mol/L. Dados: a densidade do HCl é 1,19 g/
cm3 e a pureza 36%.
Como fazer
Cálculos: Nesse exemplo observamos que o reagente não é 100% puro, logo não pode-
mos utilizar a expressão de concentração molar diretamente. Para isso existem relações 
entre as concentrações a fim deacharmos o volume necessário para prepararmos a solução 
(observe que agora estamos falando de volume e não mais de massa).
Passo 1: Cálculo da concentração comum do ácido concentrado.
A relação entre concentração comum, densidade e título (%) é dada pela seguinte expres-
são:
C = d.t.1000 (o 1000 é o fator de conversão de mL(cm3) para L)
Logo, C = 1,19 g/mL.0,36.1000 = 428,4g/L (observe o valor da pureza, pois 36% = 36/100 = 
0,36)
 
Lxmolg
gsolutodom
LsoluçãodaVxmolgsolutodomolarmassaMM
gsolutodomM
1,0/5,58
)(
)()/((
)(
=
−
=
2,925g1,0/5,58/5,0)( == LxLmolxLmolgsolutodom
10 Química Geral Experimental II
Passo 2: Agora vamos achar a concentração mol/L do ácido concentrado. A relação entre 
concentração comum e a concentração mol/L é dada por:
 
Sabendo que a massa molar do HCl é 36,5 g/mol temos: 
Essa é a concentração em mol/L da solução concentrada de HCl.
Passo 3: Para acharmos o volume necessário da solução concentrada para prepararmos o 
solução desejada, utilizaremos agora a relação de diluição, M1.V1 = M2 .V2. Logo:
M1 = 11,7 mol/L, V1 = ?, M2 = 0,5 mol/L e V2 = 100 mL = 0,1 L.
Assim: 11,7 mol/L . V1 = 0,5 mol/L . 0,1 L V1 = 0,004 L = 4 mL
Portanto, o volume do ácido que utilizaremos para preparar a solução pedida será 4 mL.
)/(
)/(
molgMM
LgCM =
Lmol
molg
Lg
molgMM
LgCM /7,11
/5,36
/4,428
)/(
)/(
===
⇒ 
11Química Geral Experimental II
Introdução 
Na ciência e na indústria, frequentemente, é necessário determinar a concentração 
de íons em soluções. Para determinar a concentração de um ácido ou uma base é utilizada a 
titulação. A titulação utiliza o fato de que ácidos são neutralizados por bases pra formar sal 
+ água. A equação da reação de neutralização é: 
H+ + OH- H2O 
Significando que um íon hidrogênio neutraliza um íon hidroxila. O número total de 
íons hidrogênio é igual ao volume da solução multiplicando pela concentração de íons hi-
drogênio. 
O ponto em que uma solução ácida for completamente neutralizada por uma solu-
ção básica é chamado de ponto de equivalência e o número de íons H+ é igual ao número 
de íons OH-. 
As concentrações de muitos compostos são usualmente expressas como mol/L, e as 
concentrações de ácidos e bases são frequentemente expressas em normalidade (N). Assim, 
a normalidade de um ácido ou base é o número de equivalentes (nE), por litro de solução.
 
 
Onde, MM é a massa molecular, m é a massa em gramas, E é o equivalente grama e ν é o 
número de íons ionizáveis H+ ou OH-. 
Então podemos dizer que a concentração mol/L de um ácido ou de uma base multiplicada 
pelo número de hidrogênios ionizáveis ou hidroxilas é igual a sua normalidade. Além disso, 
o número de mols de um ácido ou base multiplicado pelo número de hidrogênios ionizáveis 
ou hidroxilas é igual ao que denominamos de equivalentes. 
Quando a base neutraliza completamente um ácido (ou vice versa), o ponto pode ser detec-
tado com um indicador, que muda de cor com um excesso de íons H+ ou OH-. Fenoftaleína 
é um indicador desse tipo, quando em meio ácido a fenoftaleína é incolor; mas com excesso 
de íons OH- numa solução ela se torna cor de rosa. 
Nesta experiência você verá como preparar uma solução de NaOH e como padronizá-la 
usando um ácido de concentração conhecida (padrão). 
Objetivos 
•	Determinar	a	concentração	de	uma	base	por	titulação;	
•	Dominar	a	técnica	de	titulação.	
Materiais e Reagentes
Béquer (2 de 100 mL e 2 de 250 mL) Bastão de vidro
Pipeta volumétrica Balão volumétrico de 100 mL
Espátula e garras Água destilada
Erlenmeyer Bureta
Balança Fenoftaleína
Ácido oxálico 0,10 mol/L Suporte universal
Hidróxido de sódio 
Titulação Ácido-Base 2.
 
12 Química Geral Experimental II
Procedimento 
A- Preparo da solução de NaOH 
1- Pese um béquer pequeno (100 mL) e seco. Rapidamente coloque a massa necessária de 
NaOH, calculada previamente, com a ajuda de uma espátula. Acrescente ao béquer ± 30 mL 
de água destilada e agite com um bastão de vidro até dissolver as pastilhas. 
2- Transfira a solução para um balão volumétrico de 100 mL. Em seguida, com uma pisseta, 
enxágue as paredes do béquer e o bastão de vidro, transferindo a água para o balão. Repita 
este procedimento por mais duas vezes. 
3- Finalmente complete o volume do balão com água, até a marca dos 100 mL. Neste caso, a 
medida do volume final não precisa ser muito precisa. 
B- Padronização da solução de NaOH 
1- Monte uma bureta no suporte universal, utilizando uma garra para fixá-la, conforme mos-
trado na Figura 1, abaixo. Lave a bureta com um pouco da solução de detergente com água, 
colocando ± 5 mL e esvaziando-a em seguida num béquer de 250 mL. 
2- Enxágue a bureta com um pouco de solução de NaOH que você preparou, antes de usá-la. 
Faça isso duas vezes. Em seguida encha a bureta com a solução de NaOH, zere-a recolhendo 
o excesso de solução em um béquer, de forma que o menisco fique na marca do zero. Verifi-
que a parte abaixo da torneira está cheia de líquido. Desta forma, a bureta está pronta para 
iniciar uma titulação. 
3- Separe três erlenmeyer e coloque em cada um deles 10,0 mL da solução padrão de ácido 
oxálico (HOOC-COOH) medidos com uma pipeta volumétrica. Acrescente um pouco de água 
destilada (± 30 mL) e 3 gotas de fenoftaleína. 
4- Titule cada solução dos três erlenmeyer gotejando a solução de NaOH da bureta no er-
lenmeyer, sob agitação o aparecimento da cor rosa. Pare então de gotejar NaOH e anote o 
volume gasto, lendo direto na bureta. Encha novamente a bureta com NaOH, zere-a e repita 
a titulação, utilizando os outros dois erlenmeyer. Anote os volumes gastos em cada titulação. 
Obs: você deve parar de gotejar NaOH assim que a cor rosa ficar permanente. 
13Química Geral Experimental II
 
Figura 1 – (a): (A) – Preenchimento da bureta acima da marca do zero; (B) – Abertura da 
torneira até a saída de todo ar da parte de baixo da bureta e (C) – Aferição do menisco. (b) 
Técnica de titulação.
Cálculo da concentração da base:
 
A reação entre o ácido oxálico e o hidróxido de sódio é dada segundo a reação abaixo:
 1 mol ------------- 2 mol 
 *1,0 x 10-3 mol ---- X mol X = 2,0 x 10-3 mol
* Sabendo que a concentração molar é dada por M = n / V, em que n = número de mols e 
V = volume em litros. E que temos para o ácido oxálico: M = 0,1 mol/L e V = 10,0 mL = 0,01 L, 
substituindo na equação, temos n = 1,0 x 10-3 mol.
Portanto, para o cálculo da concentração do NaOH, temos:
 
em que VgNaOH é o volumegasto de NaOH na titulação.
)(2)()(2)( 2242242 lOHaqNaOCaqNaOHaqHOC +→+
gNaOHV
xM
3100,2 −
=
14 Química Geral Experimental II
15Química Geral Experimental II
Introdução
Uma titulação ácido-base está firmada na reação de neutralização: H+(aq) + OH-(aq) 
H2O(l). Por isso, às vezes, ela é denominada de volumetria de neutralização. Assim, atra-
vés de uma solução alcalina de concentração exatamente conhecida (solução padronizada) 
pode-se determinar a concentração de soluções ácidas e vice-versa.
O ácido acetilsalicílico (C8O2H7COOH) é o analgésico mais utilizado em todo o mun-
do, tendo sido comercializado pela primeira vez em 1898. Neste experimento, o teor do 
ácido acetilsalicílico num comprimido é determinado através de sua titulação com uma so-
lução padronizada de hidróxido de sódio, sendo que a reação de neutralização é a seguinte: 
 C8O2H7COOH(alc/aq) + NaOH(aq) C8O2H7COONa(aq) + H2O(l) (1)
Onde alc/aq significa solução hidroalcoólica, isto é, ácido acetilsalicílico dissolvido numa 
mistura etanol/água. 
OBSERVAÇÕES:
1. O ácido acetilsalicílico é praticamente insolúvel em água, mas solúvel em etanol. 
Por isso é que se usa uma mistura água/etanol na sua dissolução;
2. Apesar do ácido acetilsalicílico estar pouco dissolvido, à medida que a reação de 
neutralização o consome formando o sal acetilsalicilato de sódio (solúvel em água), mais 
ácido se dissolve, até sua dissolução total e término da reação;
3. A recomendação, ao final da titulação, é que a coloração rosa deve persistir por 
pelo menos um minuto. Deve-se isso, neste caso, a dois fatos: a) a cinética da reação, ou seja, 
todo o ácido contido no comprimido deve ter reagido com a base adicionada (a coloração 
rósea indica que já há um pequeno excesso de base); b) a ocorrência da seguinte reação pa-
ralela: H2CO3(aq) + NaOH(aq) NaHCO3(aq) + H2O(l) pode fazer com que a coloração rósea 
da solução final, aos poucos desapareça. Por isso que o surgimento da descoloração (em 
tempos superiores a 1 minuto) não deve ser interpretado como indicador de que a titulação 
não terminará. O ácido carbônico provém do seguinte equilíbrio entre gás carbônico do ar 
que se dissolve na solução e a água: CO2(aq) + H2O(l) H2CO3(aq).
Objetivo
Determinar o teor, em massa, de ácido acetilsalicílico em comprimidos de analgésicos como 
Melhoral®, Aspirina®, AAS® etc.
Materiais e Reagentes
Comprimido de AAS, Melhoral ou Aspirina Água destilada
Solução de NaOH, 0,10mol/L padronizada Bureta
Solução alcoólica de fenolftaleína Funil 
Erlenmeyer de 150 mL Etanol
Balança Analítica
Determinação do Teor de Ácido Acetilsalicílico em Comprimidos3.
 
 
 
 
16 Química Geral Experimental II
Procedimento Experimental
•		Pese	o	comprimido	de	analgésico	(não	se	esqueça	de	anotar	a	massa	obtida)	e,	a	se-
guir, coloque-o no erlenmeyer.
•		Após	adicionar	cerca	de	20mL	de	água	ao	erlenmeyer,	agite	a	mistura	até	que	o	com-
primido se desmanche (se necessário, quebre o comprimido com o bastão ou colher).
•		Em	seguida,	adicione	cerca	de	20	mL	de	etanol	ao	erlenmeyer	e	agite	para	que	a	mis-
tura seja total.
•		Adicione	3	a	5	gotas	de	fenolftaleína.
•		Encha	a	bureta	com	solução	de	hidróxido	de	sódio	padronizada	e,	a	seguir,	titule	a	
solução no erlenmeyer. Para isto, adicione lentamente a solução da bureta àquela do erlen-
meyer até o aparecimento de uma coloração rósea que persista por pelo menos 1 minuto.
•		Anote	o	volume	da	solução	de	hidróxido	de	sódio	gasto	para	neutralizar	o	acido	ace-
tilsalicílico contido na solução do erlenmeyer.
•		Então,	calcule	o	teor	em	massa	do	ácido	acetilsalicílico	no	comprimido.
Como realizar os cálculos:
•		Inicialmente,	a	partir	de	VNaOH(expresso em litros) obtém-se a quantidade de matéria 
de NaOH (nNaOH) que reagiu, isto é: nNaOH = 0,10mol/L . VNaOH. 
•		Então,	utilizando-se	a	informação	de	que	1	mol	de	NaOH	é	consumido	sempre	que	
1mol de ácido acetilsalicílico reage (obtida da reação química balanceada da reação de neu-
tralização), Equação (1)), obtém-se a quantidade de matéria do ácido acetilsalicílico no com-
primido (nAAS), ou seja: nAAS = nNaOH (1mol AAS/1 mol NaOH). 
•		Finalmente,	sabendo	que	a	massa	molar	do	ácido	acetilsalicílico	é	180,2g/mol,	calcu-
la-se a sua massa no comprimido (mAAS), isto é: mAA = nAAS . 180,2g/mol. Compare o valor 
obtido com aquele indicado na embalagem do comprimido analgésico analisado.
17Química Geral Experimental II
Introdução
O vinagre é obtido da fermentação do vinho, bem como de outras soluções alcoó-
licas. Com isso, durante a fermentação, o álcool etílico é oxidado até ácido acético; e este 
pode ser determinado por acidimetria. Portanto, é comum representar o teor de ácidos em 
vinagre em termos de ácido acético. A maioria dos vinagres contém de 4 a 6% (m/v) de ácido 
expresso como ácido acético, concentração recomendada para uso alimentar; em concen-
tração mais elevada é prejudicial à saúde.
Materiais e Reagentes
Amostras de diferentes vinagres comerciais Água destilada Espátula
Solução de NaOH 0,1N (mol/L) Balão volumétrico Bureta
Fenolftaleína Balança 
Procedimento Experimental
•		Pipetar	10	mL	da	amostra	de	vinagre,	transferir	para	um	balão	volumétrico	de	100mL,	
completar seu volume e homogeneizar.
•	 	Transferir	20mL	da	solução	preparada	para	um	erlenmeyer	de	100mL,	 juntamente	
com cerca de 40 mL de água e gotas de fenolftaleína.
•		Titular	com	solução-padrão	de	NaOH	0,1N	(mol/L)	até	viragem	do	indicador	de	inco-
lor para um róseo permanente. Encerrar a titulação e fazer os cálculos.
REAÇÃO: CH3COOH (aq) + NaOH (aq) CH3COONa (aq) + H2O (l)
CÁLCULOS: 
 
Em que: VV = Volume do vinagre
 V1 = Volume de NaOH gasto
 N1 = Normalidade do NaOH
 0,06 = Miliequivalente do ácido acético.
Determinação do Ácido Acético no Vinagre4.
 
 
100.
100/20.
06,0..% 11
VV
NVAcéticoÁcido =
18 Química Geral Experimental II
19Química Geral Experimental II
Introdução
A vitamina C é um nutriente essencial porque não pode ser sintetizada pelo nosso 
organismo, tendo de ser fornecida por ingestão de alimentos ou medicamentos. Linus Pau-
ling, duas vezes galardoado com o prêmio Nobel (Química - 1954; Paz - 1962), considerava a 
vitamina C “uma substância que participa em quase todas as reações químicas que aconte-
cem no nosso organismo, sendo imprescindível em muitas delas”.
Vitamina C é o nome vulgar atribuído ao ácido ascórbico, uma substância que tem 
como propriedade característica o seu poder redutor. Este ácido consegue reduzir o íon fér-
rico, Fe (III), a íon ferroso, Fe (II), e o iodo, I2, a iodeto, I
-.
Nesta atividade utiliza-se o caráter redutor do ácido ascórbico para quantificá-lo 
através da reação, em meio ácido, com o iodo:
 C6H8O6(aq) + I2(aq) C6H6O6(aq) + 2H
-(aq) + 2I-(aq) (1)
 
 Ácido Produto da
 Ascórbico oxidação do
 ácido ascórbico
O iodo é formado pela reação do iodato com iodeto:
IO3
-(aq) + 5I-(aq) + 6H+(aq) 3I2(aq) + 3H2O (l) (2)
Uma solução de iodato, de concentração conhecida, é adicionada por meio de uma 
bureta, à solução acidificada de vitamina C contendo iodeto.
O iodo formado a partir do iodato (reação 2) reage com o ácido ascórbico (reação 
1), formando I-, uma espécie incolor. Quando todo o ácido tiver sido consumido, o iodo for-
mado permanece em solução, conferindo-lhe uma coloração acastanhada. Para aumentar a 
intensidade da cor, adiciona-se uma solução de amido, que forma com o I2 uma substância 
de cor azul escura muito intensa.
Objetivo
Determinar o teor de vitamina C num comprimido comercial, recorrendo às suas 
propriedades redutoras. Comparar o valor obtido experimentalmente com o valor indicado 
pelo fabricante.
Materiais e Reagentes
Amostras de comprimidos de vitamina C Solução de amido 0,5% EspátulaSolução de KIO3 0,01mol/L Água destilada Bureta
Solução de HCl 1,0 mol/L Balão volumétrico Funil
KI; Balança 
A Química da Vitamina C5.
 
 
20 Química Geral Experimental II
Procedimento
•		Deitar	o	comprimido	num	copo	de	100	mL.	
•		Adicionar	cerca	de	50	mL	de	água	e	agitar	até	dissolver.	Transferir	para	um	balão	de	
500 mL. Procurar obter uma transferência quantitativa, lavando várias vezes o copo com 
água destilada. 
•		Completar	o	volume	do	balão	com	água	destilada.
•		Preparar	a	bureta:	verificar	se	a	torneira	está	a	funcionar	devidamente,	lavar	a	bureta	
com água destilada e passá-la com um pouco da solução de KIO3 que vai ser usada. Encher 
a bureta com a ajuda de um copo ou de um funil.
•		Colocá-la	no	suporte,	certificar-se	que	não	há	bolhas	de	ar	e	despejar	algum	líquido	
de modo a que o nível se situe dentro da escala, entre 0 - 1 mL. 
•		Registrar	o	valor	da	leitura	inicial.
•		Medir	rigorosamente	50,00	mL	da	solução	de	vitamina	C	para	um	balão	erlenmeyer	
de 250 mL. Pesar 1,0 g de KI(s) e adicionar ao erlenmeyer.
•		Juntar	5	mL	de	HCl	1	mol/L	e	2	mL	de	solução	de	amido	0,5%	(ambos	medidos	com	
proveta).
•		Titular	com	a	solução	fornecida	de	KIO3 0,01 mol/L até ao aparecimento de uma cor 
azul persistente, indicativa do ponto termo da titulação.
•		Registrar	a	leitura	final	do	líquido.
•		Repetir	a	titulação	para	obter	maior	rigor	dos	valores	experimentais.
Questões
1- O procedimento indica que o comprimido deve ser dissolvido em “cerca de 50 mL de 
água”. Da solução final são medidos “rigorosamente 50,00 mL” para um erlenmeyer. Quais os 
instrumentos de medida que devem ser utilizado em cada caso?
2- Por que razão a solução de vitamina C a ser titulada deve conter iodeto e ácido em 
excesso?
3- Qual é o indicador na titulação efetuada?
21Química Geral Experimental II
Introdução
O leite de vaca é um alimento de alto teor nutritivo. O leite fresco apresenta acidez 
devido à presença de caseína, fosfatos, albumina, dióxido de carbono e citratos. Esta acidez 
natural varia de 0,13% e 0,17%, expressa como massa de ácido lático (13 °D a 17 °D).
A acidez do leite pode aumentar através da hidrólise da lactose por enzimas micro-
bianas (fermentação), que leva à formação de ácido lático. Se esta acidez desenvolvida for 
muito elevada, o leite é impróprio para o consumo, pois ela indica alta atividade microbiana. 
Neste experimento, o que se determina é a acidez total do leite.
Nos laticínios, a acidez do leite é expressa em graus Dornic, fazendo a aproximação 
de que toda ela se deve ao ácido lático (CH3CHOHCOOH, M = 90g/mol). Para 10,0mL de leite, 
utiliza-se uma solução de hidróxido de sódio de concentração1/9mol/L (0,111mol/L), tal que 
cada 0,1mL desta solução neutraliza o equivalente a 0,0010g(1,0mg) de ácido lático. Neste 
caso, 0,1mL de soda Dornic gasto na titulação corresponde ao que se denomina de um grau 
Dornic (1°D); assim, a acidez do leite, em graus Dornic gastos, pode ser calculada através de: 
0,1mL de soda Dornic à 1 °D x mL de soda Dornic gasta à y °D.
A acidez do leite decorre da presença de ácidos orgânicos fracos. Portanto, a simples 
medida do seu pH não permite o cálculo da quantidade do ácido presente.
Objetivo
Determinação da qualidade do leite de acordo com a acidez, utilizando como unidade de 
medida graus Dornic.
Materiais e Reagentes
Solução de NaOH 1/9mol/L(0,111mol/L), chamada soda Dornic Bureta de 10mL
Pipeta volumétrica de 10mL Erlenmeyer de 50mL
Solução alcoólica de fenolftaleína 
Amostras de leite de origens ou marcas diferentes 
CUIDADOS: Evite o contato do NaOH e de sua solução com sua pele. Caso isto ocorra, lave a 
região afetada com bastante água.
Procedimento Experimental
•		Coloque,	com	auxílio	da	pipeta	volumétrica,	10,0mL	de	leite	no	erlenmeyer	e,	após,	
adicione cerca de 20,0mL de água e algumas gotas da solução de fenolftaleína.
•		Encha	a	bureta	com	solução	de	soda	Dornic	e	proceda	a	titulação	do	leite	até	que	ele	
adquira uma coloração rósea persistente por cerca de 1 minuto.
•		Anote	o	volume	da	soda	Dornic	gasto.
•		Repita	este	procedimento	para	as	outras	amostras	de	leite.
•		Sabendo	que	cada	0,1mL	de	soda	Dornic	gasta,	corresponde	a	uma	acidez	de	1grau	
Dornic(1 °D), calcule a acidez das amostras de leite em graus Dornic e conclua se as amostras 
são próprias para consumo(acidez entre 16 °D e 20 °D).
Acidez do Leite6.
22 Química Geral Experimental II
23Química Geral Experimental II
Introdução
Solubilidade ou coeficiente de solubilidade de uma substância é a massa em gramas 
desta substância que se dissolve em determinada massa ou volume do solvente numa dada 
temperatura. Dentre os fatores que influenciam a solubilidade de uma substância, a nature-
za do soluto e do solvente e a temperatura recebem maior destaque. Em geral, a solubilida-
de de sólidos e líquidos aumenta com o aumento da temperatura. A tabela abaixo ilustra a 
solubilidade de alguns sais.
Tabela 1 - Solubilidade de Sais e Bases em Água a 18 ºC.
A solubilidade expressa a massa, em gramas, de um sal ou base anidro que pode ser dissol-
vida em 100 g de água (aproximadamente 100 mL), sem que se forme precipitado, supondo 
água destilada e desmineralizada.
Procedimento Experimental
ETAPA I:
Materiais e Reagentes:
Cloreto de Sódio (sal de cozinha) Béquer ou copo
Água Baqueta ou colher
Procedimento:
•		Encha	um	copo	até	a	sua	metade	de	água	ou	coloque	cerca	de	100	mL	de	água	em	
um béquer.
•		Adicione	cloreto	de	sódio	em	pequenas	porções	e	vá	agitando	vigorosamente	após	
cada adição.
•		Após	algumas	adições	você	verá	que	no	fundo	do	recipiente	surgirão	alguns	cristais	
de sal, mesmo após muita agitação.
•		Neste	momento	a	massa	de	cloreto	de	sódio	adicionada	foi	superior	à	solubilidade;	
essa é uma solução saturada.
Soluções Saturadas7.
 K+ Na+ Li+ Mg2+ Ba2+ Sr2+ Ca2+ Zn2+ Pb2+ Ag+ 
Cl- 32,95 35,86 77,79 55,81 37,24 51,09 73,19 203,9 1,49 1,4 x 10-4 
Br- 65,86 88,76 168,7 103,1 103,6 96,52 143,3 478,2 0,97 1 x 10-3 
I- 137,5 177,9 161,5 148,2 201,4 169,2 200,0 419,0 0,08 3,0 x 10-7 
F- 92,56 4,44 0,27 0,0076 0,16 0,012 0,0016 0,005 0,06 195,7 
NO3- 30,34 83,97 71,43 74,31 8,74 66,27 121,8 117,8 51,66 213,4 
ClO3- 6,6 97,16 313,4 126,4 35,42 174,9 179,3 183,9 150,6 12,25 
BrO3- 6,38 36,67 152,5 42,86 0,8 30,0 85,17 58,43 1,3 0,59 
IO3- 7,62 8,33 80,43 6,87 0,05 0,25 0,25 0,83 0,002 0,004 
SO42- 11,11 16,83 35,64 35,43 2,3 x 10-4 0,011 0,20 53,12 0,0041 0,55 
CrO42- 63,1 61,21 111,6 73,0 3,8 x 10-4 0,12 0,4 --- 2 x 10-5 0,0025 
C2O42- 30,27 3,34 7,22 0,03 0,0086 0,0046 5,6 x 10-4 7,9 x 10-4 0,0001 0,0035 
CO32- 108,0 19,39 1,3 0,1 0,0023 0,0011 0,0013 --- 0,0001 0,003 
OH- 142,9 116,4 12,04 0,001 3,7 0,77 0,17 0,0005 0,01 0,002</t 
 
24 Química Geral Experimental II
ETAPA II:
Haverá outros líquidos onde os sólidos se dissolvam?
Materiais e Reagentes:
Casca de ovo Água
Vinagre Três copos
Coca-Cola 
Procedimento:
•		Colocar	em	um	dos	copos	uma	porção	de	casca	de	ovos	e	adicionar	vinagre.
•		No	outro	copo	colocar	a	mesma	quantidade	de	casca	de	ovos	e	adicionar	água.
•		No	terceiro	copo	colocar	uma	porção	de	casca	de	ovos	e	adicionar	coca-cola.
Copo Líquido Sólido Dissolveu?
1 Vinagre Casca de Ovo
2 Coca-Cola Casca de Ovo
3 Água Casca de Ovo
25Química Geral Experimental II
Introdução
Solubilidade pode ser conceituada como a capacidade de uma substância de se dis-
solver em outra. Esta capacidade, no que diz respeito à dissolução de um sólido em um 
líquido é limitada, ou seja, existe um máximo de soluto que podemos dissolver em certa 
quantidade de um solvente. Isso é solubilidade. 
A temperatura interfere na capacidade de dissolução de um solvente com relação a 
certo soluto. Dessa forma a cada temperatura teremos um determinado valor para a solubi-
lidade.
Materiais e Reagentes
Açúcar Copinhos descartáveis para café (50mL)
Sal Colher de sopa
Água Copos transparentes
Procedimento Experimental
•		Coloque	a	água	no	copo	cerca	de	sua	metade	(maisou	menos	100mL).	
•		Use	o	copinho	descartável	para	café	como	medida	para	o	açúcar.	Adicione	um	copi-
nho cheio de açúcar na água e mexa até que o açúcar dissolva completamente. 
•		Quando	todo	o	açúcar	estiver	dissolvido,	coloque	mais	açúcar,	um	copinho	de	cada	
vez, mexendo sempre até completar a dissolução. 
•		Anote	qual	o	número	máximo	de	copinhos	cheios	de	açúcar	que	você	conseguir	dis-
solver completamente.
•		Repita	todo	o	procedimento,	utilizando	desta	vez,	o	sal.
Para Pensar
Para onde foi o açúcar? Você chegou a um limite para a dissolução do açúcar? Você acha que 
esse número máximo de copinhos seria o mesmo se usássemos sal ao invés de açúcar?
Referência
MATEUS, A. L. Química na cabeça. Belo Horizonte: Editora UFMG, 2001. 128p.
Solubilidade 8.
26 Química Geral Experimental II
27Química Geral Experimental II
Introdução
A solubilidade de uma substância depende de vários fatores, como temperatura, 
pressão, concentração de outros materiais na solução e da composição do solvente. Entre-
tanto, apenas a temperatura afeta consideravelmente um sistema, com relação à solubili-
dade das substâncias envolvidas. Na grande maioria das vezes, o aumento da temperatura 
provoca o aumento da solubilidade das substâncias (o sulfato de cálcio é um exemplo em 
que ocorre o oposto).
Materiais e Reagentes:
Bico de Bunsen ou outra forma de aquecimento Açúcar 
Copinhos descartáveis para café (50mL) Água 
Panela ou recipiente que suporte calor Colher de sopa
Copos transparentes 
 
Procedimento Experimental:
•		Coloque	meio	copo	de	água	em	uma	panela	pequena	e	aqueça	a	água	até	cerca	de	
50 °C.
•		Para	saber	se	a	água	está	nesta	temperatura,	observe	com	cuidado	durante	o	aqueci-
mento e pare quando as primeiras bolhas de ar começarem a surgir. 
•		Conte	quantos	copinhos	descartáveis	para	café	de	açúcar	você	conseguiu	dissolver	
na água quente, mexendo sempre até dissolução antes de adicionar mais um copinho de 
açúcar.
Para Pensar:
Você conseguiu dissolver mais açúcar na água fria ou na água quente?
Referência
Produtos de solubilidade. Disponível em: <http://br.geocities.com/chemicalnet/quali/pro-
dsolubilid.htm>. Acesso: 20 jan. 2009.
Referência
MATEUS, A. L. Química na cabeça. Belo Horizonte: Editora UFMG, 2001. 128p.
Solubilidade e Temperatura9.
28 Química Geral Experimental II
29Química Geral Experimental II
Introdução
Em química, solubilidade é a medida da capacidade de uma determinada substância dis-
solver-se num líquido. 
 
Na solubilidade, o caráter polar ou apolar da substância influi muito, já que, devido a polari-
dade das substâncias, estas serão mais ou menos solúveis. 
 
Pode-se colocar, como regra geral, que:
•		Substâncias	polares	dissolvem	substâncias	polares.	As	substâncias	polares	também	
dissolvem substâncias iônicas. 
•		Substâncias	apolares	dissolvem	substâncias	apolares.	
Materiais e Reagentes:
Aguarrás (querosene ou gasolina) Água
Etanol Dois copos descartáveis transparentes
Permanganato de Potássio 
Procedimento Experimental:
•	 	Coloque	aguarrás	até	um	terço	do	volume	do	copo	e	acrescente	alguns	cristais	de	
permanganato de potássio. CUIDADO! Aguarrás é um solvente inflamável. Verifique se 
não existem chamas perto de sua área de trabalho. 
•		Observe	o	que	ocorre.	
•		Em	outro	copo	coloque	a	mesma	quantidade	de	água	e	acrescente	alguns	cristais	de	
permanganato de potássio. Observe o que acontece.
•		Faça	o	mesmo	com	etanol.
Para Pensar
O que acontece com o permanganato de potássio na aguarrás? O que aconteceria se você 
colocasse água no copo contendo aguarrás e permanganato de potassio? Tente! O que você 
pode dizer em relação às densidades do permanganato, da aguarrás e da água?
Referência
Solubilidade. Disponível em: < http://pt.wikipedia.org/wiki/Solubilidade>. Acesso em: 20 
jan. 2009.
MATEUS, A. L. Química na cabeça. Belo Horizonte: Editora UFMG, 2001. 128p.
Solubilidade e o Solvente10.
30 Química Geral Experimental II
31Química Geral Experimental II
PARTE I
Materiais e Reagentes:
Água Permanganato de potássio
Sal Copo
Procedimento Experimental:
•	 	Prepare	cerca	de	meio	copo	de	uma	solução	saturada	de	sal	de	cozinha	em	água.	
Quando você não conseguir dissolver mais sal, por mais que você agite a solução, ela está 
saturada.
•		Deixe	os	cristais	de	sal	irem	para	o	fundo	do	copo.	
•	 	Coloque	agora	alguns	cristais	de	permanganato	de	potássio	na	água.	O	que	você	
observa?
PARTE II
Materiais e Reagentes:
Água Palitos de sorvete
Sal 2 copos transparentes
Álcool Etílico 
Procedimento Experimental:
•	 	Prepare	cerca	de	meio	copo	de	uma	solução	saturada	de	sal	de	cozinha	em	água.	
Quando você não conseguir dissolver mais sal, por mais que você agite a solução, ela está 
saturada.
•		Deixe	os	cristais	de	sal	irem	para	o	fundo	do	copo.	
•		Transfira	com	cuidado	a	solução,	não	deixando	os	cristais	de	sal	passarem	para	o	se-
gundo copo. Acrescente agora, aos poucos, meio copo de álcool etílico.
•		Após	cada	adição,	agite	o	conteúdo	do	copo	com	um	palito	de	sorvete.	O	que	você	
observa?
Referência
MATEUS, A. L. Química na cabeça. Belo Horizonte: Editora UFMG, 2001. 128p.
Sempre Cabe Mais Um11.
32 Química Geral Experimental II
33Química Geral Experimental II
Introdução
Um sal como o cloreto de sódio, nosso velho sal de cozinha, dissolve bem em água 
e a solução é transparente. Mas se adicionarmos sal em quantidade muito grande, ultrapas-
sando certo valor dito “de saturação”, a solução fica turva e o excesso de sal se deposita no 
fundo do vidro. Uma solução nesse estado é dita “supersaturada”. O valor de saturação de-
pende da temperatura da solução. Água quente dissolve melhor que água fria. Uma solução 
supersaturada na temperatura ambiente pode voltar a ficar transparente se aquecida a 50ºC, 
por exemplo. 
E aí, surge um fato novo. Deixando essa mesma solução resfriar lentamente, sem ne-
nhuma agitação, ela pode voltar à temperatura ambiente e continuar transparente, sem pre-
cipitado. Nesse caso, a solução está a ponto de precipitar, em equilíbrio instável. Qualquer 
perturbação pode quebrar esse equilíbrio e a solução se turvar novamente. É exatamente 
essa instabilidade que se aproveita para o crescimento de cristais. Colocando um pequeno 
cristalzinho do mesmo sal na solução supersaturada, partículas do sal que estão prestes a 
se precipitar podem aderir às paredes do cristal, fazendo-o crescer. Esse cristalzinho é a “se-
mente” de crescimento do cristal. 
Materiais e Reagentes
Água tubo de ensaio
NaCl béquer de 250 mL
tiossulfato de sódio fonte de aquecimento
Procedimento Experimental
•		Coloque	uma	medida	de	quatro	dedos	de	tiossulfato	de	sódio	no	tubo	de	ensaio.	Em	
seguida, coloque o sistema em banho-maria. Observe o que ocorre ao se aquecer o sólido. 
•		Quando	o	material	estiver	na	forma	de	um	líquido	incolor	homogêneo,	retire-o	do	
aquecimento e deixe o tubo resfriar até a temperatura ambiente em completo repouso. 
•		Em	seguida,	adicione	alguns	cristais	de	NaCl	e	observe.	Agora	adicione	um	pequeno	
cristal de tiossulfato de sódio à solução e observe o que ocorre.
•		Coloque	a	mão	na	parte	exterior	do	tubo	para	sentir	se	houve	mudança	na	sua	tem-
peratura.
Referência
MATEUS, A. L. Química na cabeça. Belo Horizonte: Editora UFMG, 2001. 128p.
Soluções Supersaturadas 12.
34 Química Geral Experimental II
35Química Geral Experimental II
Introdução
O cigarro é produzido com folhas de tabaco beneficiadas. A nicotina é um dos com-
ponentes encontrados na folha do tabaco, por isso é também encontrada no cigarro. Ela é 
uma substância largamente utilizada como inseticida na agricultura. A nicotina é ainda mais 
danosa na fumaça do cigarro porque vai diretamente para a corrente sanguínea através do 
pulmão.
Além da nicotina outras substâncias são liberadas durante a combustão do cigarro. 
Tais substâncias são inaladas e levadas diretamente para o interior do organismo.
Os gases na água ou a solubilidade dos gases nos líquidos é inversamenteproporcio-
nal à temperatura, de modo que, quanto maior a temperatura de um líquido, menor a possi-
bilidade desse líquido reter os gases. A pressão atmosférica e a altitude também interferem 
na concentração de gases nos líquidos.
Materiais e Reagentes:
Água destilada Kitassato de 500 mL Mangueira rígida (50 cm)
Cigarros Rolha de borracha perfurada Fita adesiva
Fósforo Canudo de refrigerante Seringa de injeção (grande)
Procedimento Experimental
•		Adicionar	aproximadamente	250	mL	de	água	destilada	ao	kitassato	de	500	mL.
•		Fechá-lo	com	a	rolha	de	borracha	perfurada.
•		Acoplar	o	filtro	do	cigarro	a	uma	extremidade	do	canudo.
•		Introduzir	a	outra	extremidade	do	canudo	pelo	furo	da	rolha	até	que	a	ponta	do	ca-
nudo esteja imersa pelo menos dois centímetros.
•		Acoplar	uma	ponta	da	mangueira	ao	bico	do	kitassato	e	outra	ao	bico	da	seringa.
•		Acender	o	cigarro.
•		Dar	várias	“puxadas”	com	a	seringa	(de	forma	lenta).
•		Observar	o	sistema	e	fazer	observações.
QUESTÕES
1. Além da nicotina que outros componentes podem estar presentes na fumaça do cigarro?
2. Por que o cigarro é considerado uma droga?
3. Que males o cigarro pode causar ao organismo humano?
13. Solubilidade de Gases em Líquidos
36 Química Geral Experimental II
37Química Geral Experimental II
Introdução
Certamente você já ouviu falar que os carros possuem um aparelho chamado de 
catalisador, usado para diminuir a emissão de gases potencialmente poluentes. 
Se forem misturadas apenas as substâncias H2 e O2, não haverá reação de formação 
de água. Entretanto, se for introduzida uma grade de platina no sistema, a reação se tornará 
praticamente instantânea, sem que a grade sofra qualquer alteração. Nesse processo, dize-
mos que a platina é um catalisador, ou seja, uma substância que apresenta a propriedade 
de aumentar a velocidade da reação, sem que seja consumida no processo.
Materiais e Reagentes
1 tubo de ensaio Água
1 espátula Dióxido de manganês ou iodeto de potássio
1 estante para tubos de ensaio Água oxigenada (peróxido de hidrogênio - H2O2) 10 vol
Fósforo de segurança Batata
Procedimento Experimental
•		Preencha	1/3	do	tubo	de	ensaio	com	peróxido	de	hidrogênio	e	coloque	na	estante	
para tubos de ensaio.
•		Adicione	uma	pequena	porção	de	dióxido	de	manganês	(ou	KI)	com	a	ponta	da	es-
pátula.
•		Aproxime	um	palito	em	brasa	da	boca	do	tubo.
•		Observe	e	anote.
•		Repita	o	procedimento	utilizando	pequenos	pedaços	de	batata.	Observe.
Cuidado: A adição de MnO2 pode desencadear a projeção de material para fora e aquecer o 
tubo de ensaio, portanto, evite segurá-lo durante o experimento.
Questões
1. Escreva a equação da decomposição observada.
2. Como o dióxido de manganês participa da reação?
3. Por que o palito em brasa reacendeu quando foi aproximado da boca do tubo?
4. O que aconteceu com a energia de ativação de decomposição do peróxido de hidrogênio 
após a adição do dióxido de manganês?
5. Pesquise. Se adicionarmos um pedaço de batata no peróxido de hidrogênio, teremos a 
velocidade	da	reação	também	aumentada.	Justifique.
Estudando a Influência de um Catalisador14.
38 Química Geral Experimental II
39Química Geral Experimental II
Introdução
Uma ligação covalente é polar quando os átomos ligados entre si constituem um 
dipolo elétrico e é apolar no caso contrário.
A maior ou menor polarização de uma ligação é medida pelo momento dipolar 
( ) que é o produto da grandeza das cargas (Q) pela distância entre os centros das cargas 
opostas.
 A toda ligação polar está associada um vetor polarização que costuma ser indicado 
na representação da própria ligação. Exemplos:
 Uma molécula cujas ligações são todas apolares será apolar. Assim as moléculas de 
substâncias simples são apolares.
 Tudo sobre polaridade x solubilidade pode ser resumido numa só frase
Materiais e Reagentes
1 proveta de 250 mL Vinagre
1 espátula Naftalina, C10H8 (bolinhas bem pequenas).
1 bastão de vidro Bicarbonato de sódio, NaHCO3
Procedimento Experimental
•		Numa	proveta	coloque	vinagre	até	uma	altura	de	7	a	8	cm.
•		Coloque	algumas	bolinhas	de	naftalina	bem	pequenas	no	seu	interior.
•		Adicione	um	pouco	de	bicarbonato	de	sódio	e	agite	um	pouco.
Nota: Não deixe a naftalina exposta ao calor, pois ela é inflamável. Evite inalá-la, pois ela 
também possui relativa toxidade.
Questões
1. Por que a água é conhecida como solvente universal?
2. Se a água é solvente universal, por que ela não dissolve todas as substâncias?
3. Por que a água não dissolve nossa pele?
Trabalhando com a Polaridade das Ligações15.
 µ = Q . d 
 µ = Q . d 
O semelhante dissolve o semelhante. 
40 Química Geral Experimental II
41Química Geral Experimental II
Introdução
 Em um processo de oxirredução, as espécies químicas que sofrem oxidação ou redu-
ção recebem nomes especiais.
 Na queima do hidrogênio, por exemplo, a substância H2 é o agente redutor do pro-
cesso, pois provoca a redução do gás oxigênio. Do mesmo modo, a substância O2 é o agente 
oxidante, já que ocasionou a oxidação do gás hidrogênio.
 
 A oxidação e a redução são processos simultâneos, isto é um não ocorre sem o outro. 
Daí a expressão oxirredução.
Materiais e Reagentes
1 garrafa plástica transparente ou um béquer de 250 mL Lixa de ferro
Acetato de chumbo, Pb(CH3COO)2, 0,5 mol.L
-1 Prego de ferro
Palito de churrasco ou outro material Pedaço de fio de nylon
Procedimento Experimental
•		Encha	uma	garrafa	plástica	ou	um	béquer	até	quase	a	boca	com	a	solução	de	acetato	
de chumbo.
•		Prenda	o	prego	de	ferro	previamente	lixado,	na	tampa	da	garrafa	ou	pendurado	em	
um béquer, amarrando-o com um fio de nylon, fazendo com que o prego fique suspenso 
dentro da solução.
Questões
1. O estanho em presença de HCl sofre a seguinte reação: Sn (s) + 2HCl (aq) SnCl2 (aq) + 
H2 (g)
Indique o agente oxidante e o agente redutor da reação.
2. O cobalto metálico em presença de ácido nítrico em meio ácido reage de acordo com a 
equação abaixo:
Co + HNO3 + H
+ Co2+ + NO + H2O
Balanceie a equação.
3. Pesquise. O que é água-régia e como o ouro é atacado por ela?
Identificando o Oxidante e o Redutor de uma Reação16.
 
 
42 Química Geral Experimental II
43Química Geral Experimental II
Introdução
 Atingindo um valor de pH igual a 5,6, a chuva não poluída é ácido, devido à forma-
ção de ácido carbônico: CO2 + H2O H2CO3
 Os cientistas costumam classificar como “chuva ácida” qualquer precipitação cuja 
acidez seja maior que da chuva natural, ou seja, cujos valores de pH sejam inferiores a 5,6.
 Além de causar sérios problemas às plantações, construções civis e monumentos 
históricos, a chuva ácida afeta sensivelmente os lagos e rios.
Materiais e Reagentes
Massa de modelar branca 1 vidro de relógio Funil 
2 béqueres de 100 mL Espátula Bastão de vidro 
Fenolftaleína 1 béquer de 250 mL Conta-gotas ou pipeta 
Palito para churrasco Fósforos de segurança Papel de filtro Água
Cal virgem, CaO
Procedimento Experimental
•		No	béquer	de	100	mL,	coloque	aproximadamente	50	mL	de	água.
•		Com	a	espátula,	recolha	uma	quantidade	de	cal	equivalente	a	meia	colher	de	café	e	
despeje-a no béquer. Misture bem utilizando o bastão de vidro.
•		Filtre	a	solução	e	reserve-a	no	outro	béquer	de	100	mL.
•		Fixe	a	massa	de	modelar	no	fundo	do	béquer	de	250	mL,	o	mais	próximo	possível	do	
centro do béquer.
•		Coloque	a	solução	de	água	de	cal	obtida	após	a	filtragem,	no	béquer	de	250	mL	(evite	
jogá-la sobre a massa de modelar).
•		Acrescente	algumas	gotas	de	fenolftaleína	(2	ou	3).
•		Fixe	a	base	de	alguns	palitos	de	fósforo,	próximos	uns	dos	outros,	na	massa,	deixando	
a cabeça para cima.
•		Acenda	o	palito	de	churrasco	e	ateie	fogo	nos	palitos	que	estão	fixos	na	massa.
•		Tape	imediatamente	com	o	vidro	de	relógio	e	espere	apagar.
•		Faça	leves	movimentos	circulares	com	o	béquer	ainda	tapado,	segurando	o	vidro	de	
relógio para que não caia.
•		Observe	a	coloração	da	reação.
Cuidado: O vidro poderá estar quente; por esse motivo, recomenda-seo uso de luvas ou a 
colocação de um segundo vidro de relógio sobre o já existente, para apoiar a mão durante 
a agitação.
Questões
1. Porque a chuva naturalmente ácida não faz mal à natureza?
2.	Existe	chuva	alcalina?	Justifique.
3. Pesquise. Como filtros podem ajudar a minimizar a emissão de poluentes que provocam 
as chuvas ácidas?
17. Produzindo Chuva Ácida
 
44 Química Geral Experimental II
45Química Geral Experimental II
Introdução
 Algumas substâncias ao serem aquecidas podem se decompor ou a passagem da 
fase líquida para a fase vapor pode originar uma pressão interna. Para estas substâncias que 
se decompõem um estudo feito por Dalton, chamada LEI DE DALTON das pressões parciais 
diz: pressão total de uma mistura de gases é a soma das pressões que cada um dos gases 
exerceria se estivesse sozinho ocupando volume igual ao da mistura.
Materiais e Reagentes
Minibexiga Béquer de 100 mL 
Tubo de ensaio pequeno Estante de tubo de ensaio
NH4OH concentrado ou encontrado em farmácia Gelo
Bico de Bunsen ou outra fonte de aquecimento Pinça de madeira 
 
 
Procedimento Experimental
•		Aqueça	levemente	o	tubo	de	ensaio	durante	5	segundos	com	constante	agitação.
•		Segurando	o	tubo	com	a	pinça	de	madeira	e	apoiando	na	estante	de	tubos	de	ensaio,	
adicione 2 gotas de NH4OH ao tubo.
•		Tampe-o	com	a	minibexiga.
•		No	béquer,	coloque	10	mL	de	água	e	encha-o	com	gelo.
•		Aqueça	o	tubo	e	observe.
•	 	Aguarde	10	segundos	e	em	seguida	coloque	o	tubo	no	béquer	com	gelo;	deixe	o	
sistema em repouso e observe.
Influência da Temperatura na Pressão de um Gás18.
46 Química Geral Experimental II
47Química Geral Experimental II
Introdução
Há duas maneiras de definir um gás como perfeito:
•		A	via	teórica	(teoria	cinética	dos	gases):	Um	gás	é	considerado	perfeito	se	não	tem	
interações entre suas moléculas e se o volume ocupado por cada molécula é desprezível. 
•		A	via	experimental	-	um	gás	é	considerado	como	perfeito	se	obedece	às	seguintes	
leis: 
 * Lei de Boyle-Mariotte 
 * Lei de Charles 
 * Lei de Gay-Lussac 
A lei de Charles é uma lei dos gases perfeitos: 
À pressão constante, o volume de uma quantidade constante de gás aumenta proporcional-
mente com a temperatura.
Materiais e Reagentes
Seringa béquer de 250 mL 
Tela de amianto água
sal grosso termômetro
Bico de Bunsen ou outra fonte de aquecimento 
Procedimento Experimental
•		Deixe	o	êmbolo	da	seringa	em	uma	posição	cujo	volume	de	ar	armazenado	seja	de	
5mL.
•		Tampe	o	bico	da	seringa	com	uma	rolha	de	borracha	para	armazenar	o	gás	no	interior	
da mesma.
•		No	béquer	com	água,	coloque	uma	colher	de	sopa	de	sal	grosso	e	agite.
•	 	Coloque	a	seringa	e	o	termômetro	dentro	do	béquer	com	água	para	aquecimento	
como mostrado na figura abaixo.
•		Deixe	o	sistema	em	aquecimento	e	aguarde	4	minutos,	ou	até	que	se	atinja	o	equilí-
brio térmico entre o ar da seringa e a água.
•	 	Comece	a	medir	o	volume	do	gás	a	partir	de	5,2	mL,	aproximadamente.	Em	cada	
medida não deixe de combater a inércia do êmbolo; para isso aperte-o e solte-o. Este pro-
cedimento fará com que o êmbolo seja posicionado corretamente para a leitura do volume 
correspondente.
•		Repita	a	operação,	anotando	o	volume	e	a	temperatura	correspondente	até	a	estabi-
lização da temperatura da água (em torno de 100 oC).
•		Faça	o	gráfico	V	x	T.
Lei de Charles19.
48 Química Geral Experimental II
49Química Geral Experimental II
Introdução
A eletrólise é um processo eletroquímico, caracterizado pela ocorrência de reações 
de oxirredução em uma solução condutora quando se estabelece uma diferença de poten-
cial elétrico entre dois (ou mais) eletrodos mergulhados nessa solução. Vale lembrar que a 
denominação solução eletrolítica, empregada para designar qualquer solução aquosa con-
dutora de eletricidade, deriva justamente desse processo. 
Esta técnica tem uma aplicação industrial para obtenção de revestimentos prote-
tores que são películas aplicadas sobre a superfície metálica e que dificultam o contato da 
superfície com o meio corrosivo, objetivando minimizar a degradação da mesma pela ação 
do meio. Os revestimentos, quando aplicados sobre a superfície metálica, tendem a separar 
a superfície do meio corrosivo. Essa separação será tão mais longa quanto maior for o tempo 
que o eletrólito chegue ao metal protegido.
A deposição química é um dos processos de revestimento metálico utilizado e con-
siste na deposição de metais por meio de um processo de redução química. Por este proces-
so é comum revestir-se com cobre e níquel. São os denominados cobre e níquel químicos, 
muito utilizados em peças com formato delicado e cheias de reentrâncias.
Materiais e Reagentes
Solução de CuSO4 0,5 mol.L
-1 Béquer de 100 mL Bateria de 9V
HCl concentrado Balança Moeda
H2SO4 concentrado Espátula Terminais de bateria
Lixa fina ou palha de aço Fio ou placa de cobre 
Procedimento
•		No	béquer,	coloque	50	mL	da	solução	de	sulfato	de	cobre,	1	gota	de	HCl	e	3	gotas	
de H2SO4.
•		Usando	as	garras,	ligue	o	pólo	positivo	da	bateria	(vermelho)	na	placa	ou	fio	de	co-
bre e o polo negativo na moeda, conforme a figura abaixo. (Se for utilizar o fio lixe-o antes. 
Faça o mesmo com a moeda).
•		Mergulhe	o	fio	ou	placa	de	cobre	e	a	moeda	na	solução.	Observe.
 
Folheando com Cobre20.
50 Química Geral Experimental II
51Química Geral Experimental II
Introdução
Por determinação do órgão do governo federal, com o objetivo de reduzir o custo da 
gasolina comercial e gerar mercado consumidor para a produção nacional de álcool etílico 
(etanol), é adicionado uma porcentagem de álcool à gasolina comercial.
Objetivo: Determinar o teor do álcool em gasolinas comerciais.
Materiais e Reagente:
Água destilada Proveta de 100mL
Gasolina comercial Rolha de borracha
Procedimento Experimental:
•		Adicionar	50mL	de	água	destilada	na	proveta	de	100mL.
•		Adicionar	gasolina	à	proveta	até	completar	100mL.
•		Vedar	a	proveta	com	a	rolha	de	borracha,	observar	e	anotar	as	características	do	sis-
tema.
•		Agitar	a	proveta	de	modo	que	as	duas	fases	formadas	possam	se	misturar	completa-
mente.
•		Deixar	o	sistema	em	repouso,	observar	e	anotar	as	novas	características	do	sistema.
CÁLCULOS:
VIA = volume inicial da água =
VIG = volume inicial da gasolina =
VFA = volume final da água =
VFG = volume final da gasolina =
VOH = volume de álcool = VFA - VIA 
Se em VIG VOH
100mL de gasolina X mL de álcool
Porcentagem (em volume) de álcool na gasolina = % álcool = X/100 ou X%
QUESTÕES:
1. Por que a gasolina e a água não se misturam?
2. Quem fica na parte superior da proveta? Por quê?
3. Por que o álcool deixa de se misturar com a gasolina para se misturar com a água?
4. É possível separar o álcool da água?
5. Que órgão do governo federal determina que seja misturado álcool à gasolina?
6. Qual deveria ser a porcentagem do álcool na mistura?
Extração com Solvente21.
 
 
52 Química Geral Experimental II
53Química Geral Experimental II
Introdução
A água cobre dois terços da superfície do nosso planeta. Entretanto, só 0,3% das 
águas superficiais encontram-se em condições adequadas para consumo humano. Aquele 
que já foi um bem muito abundante tende a tornar-se um bem muito raro no futuro.
Nos dias atuais somente 47% da população mundial tem acesso a água de quali-
dade. No Brasil esse número cai para 38% da população. Nos grandes centros urbanos são 
usadas águas subterrâneas ou águas superficiais tratadas para atender as populações.
Materiais e Reagentes
Amostra de água suja Alvejante comercial (água sanitária) 
04 béqueres de 1 litro Cronômetro
Solução de sulfato de alumínio a 10% Pipeta graduada de 20mL 
Solução de hidróxido de cálcio a 2% Pipeta graduada de 1mL 
Bastão de vidro 
Procedimento Experimental
•		Lavar	4	béqueres	de	1	litro	e	colocar	em	cada	um	deles	800mL	de	água	suja	(barrenta).
•		Adicionar	aos	béqueres	os	reagentes	de	acordo	com	o	quadro	abaixo:
•		Adicionar	os	reagentes	rapidamenteaos	três	béqueres.
•		Agitar	vigorosamente	as	misturas	com	o	bastão	de	vidro	por	aproximadamente	10	
minutos (até a formação de flóculos no béquer 01).
•		Após	a	formação	de	flóculos	no	béquer	01,	agitar	lentamente	por	mais	10	minutos.
•		Deixar	em	repouso	por	uma	hora.	Após	esse	tempo,	observar	os	béqueres	01,	02	e	03	
e comparar com o de número 04.
Questões
1. Para que servem as substâncias que adicionamos à água suja?
2. Existe diferença entre poluição e contaminação?
3. Uma água visualmente limpa pode estar contaminada?
Tratamento de Água para o Consumo Humano22.
Béquer Sol. Al 2(SO4)3 a 10% Sol. Ca(OH)2 a 2% Alvejante
01 15 mL 6 mL 0,5 mL
02 0 6 mL 0,5 mL
03 0 0 0,5 mL
04 0 0 0
54 Química Geral Experimental II
55Química Geral Experimental II
Introdução
A aguardente de cana (cachaça) é uma mistura homogênea de água, álcool e outras 
substâncias derivadas do processo de fermentação alcoólica do caldo de cana, separadas 
por destilação simples.
A fermentação alcoólica consiste na transformação, por meio de metabolismo de 
microorganismos, dos açucares e substâncias nitrogenadas do caldo, em energia, álcool e 
dióxido de carbono. Outras substâncias como ácidos orgânicos, furfural e álcoois superiores 
também são formadas, mas em pequenas quantidades.
Para a produção da aguardente de cana os microorganismos que podem ser usados 
são as leveduras das espécies: Saccharomyces cerevisae, Saccharomyces carisbergensis e Sac-
charomyces uvarum.
A principal reação química do processo de fermentação alcoólica é a transformação 
do açúcar em álcool e dióxido de carbono:
 C6H12O6 2 C2H5OH + 2CO2
 Glicose álcool dióxido de carbono
 100g 51,1g 48,9g
Objetivo
Produzir aguardente a partir do processo de fermentação alcoólica do caldo de cana.
Materiais e Reagentes
Caldo de cana 01 erlenmeyer de 500 mL
Açúcar comum Balão de destilação de 2 L
Fermento em barra Condensador de serpentina
03 erlenmeyers de 250 mL Bastão de vidro
2 rolhas de borracha perfurada Suporte universal
Coador Garras metálicas
Balança Mangueira
Recipiente de fermentação (+ou- 3,5 L) Panela com capacidade maior que 2 litros
Tela de amianto Fonte de água corrente
Tripé Fonte de calor (bico de bunsen)
Procedimento Experimental
•		Coar	2	L	de	caldo	de	cana	fresco.
•		Aquecer	o	caldo	coado	até	a	fervura	e	descartar	o	material	sobrenadante.
•		Separar	duas	porções	de	caldo	fervido:	uma,	de	100mL	em	um	erlenmeyer	de	250mL;	
e outra, de 200mL em erlenmeyer de 500mL.
•		Adicionar	aproximadamente	10	gramas	de	açúcar	comum	na	porção	de	100mL	e	20	
gramas aproximadamente na porção de 200mL. Agitar para solubilizar o açúcar e deixar 
esfriar.
•		Pesar	aproximadamente	10	gramas	de	fermento	de	panificação	(em	barra),	e	adicio-
ná-lo à amostra de 100mL. Agitar com bastão de vidro para que todo o fermento se dissolva. 
Fechar o erlenmeyer sem vedar completamente, permitindo a passagem de ar. Deixar em 
Produção de Aguardente de Cana23.
56 Química Geral Experimental II
repouso.
•		Após	aproximadamente	1	hora	(quando	a	mistura	estiver	soltando	bastantes	bolhas	
de gás) passar a mistura para um erlenmeyer de 500mL que já contem o 200mL de caldo 
adoçado. Agitar para homogeneizar a mistura. Fechar o erlenmeyer sem vedar completa-
mente, permitindo a passagem de ar. Deixar em repouso.
•		Adicionar	ao	restante	do	caldo	aproximadamente	170	g	de	açúcar	e	agitar	até	com-
pleta dissolução. Passar o caldo adoçado para um recipiente de aproximadamente 3,5 litros, 
adaptado com uma torneira.
•	 	Após	aproximadamente	1	hora	 (quando	a	mistura	estiver	soltando	bolhas	de	gás)	
passar a mistura para o recipiente que contém o restante do caldo. Agitar para homogenei-
zar a mistura e fechar o recipiente sem vedar completamente, permitindo a passagem de ar. 
Deixar em repouso por 48horas em local seco, arejado e protegido dos raios solares.
•		Após	48	horas	retirar	a	fase	sobrenadante	da	mistura,	usando	a	torneira	do	recipiente	
e passá-la para um balão de destilação de 2 litros de capacidade.
•		Montar	o	sistema	de	destilação	semelhante	à	Figura	1.
•		Destilar	a	mistura.
•		Aparar	o	destilado	dividido	em	três	etapas:
ETAPA 1: Do início da destilação até quando a destilação não formar mais chama.
ETAPA 2: Depois da primeira etapa até quando o destilado mudar o aroma.
ETAPA 3: Depois da segunda etapa até quando o destilado não apresentar sabor ca-
racterístico.
•		Resfriar	e	armazenar	os	destilados.
•		Preparar	aguardente	misturando	os	destilados	até	atingir	o	sabor	desejado.
 Figura 1: Sistema de destilação simples [1].
Questões
1. Porque existem aguardentes mais fracas e outras mais fortes?
2. É possível fazer aguardentes sem ser de caldo de cana?
3. Como saber a “força” da aguardente?
4. Qual deve ser a porcentagem de álcool na mistura?
Referência 
Sistema de destilação simples. Disponível em: < http://educar.sc.usp.br/licenciatura/2005/
mistura%20separacao/destilacaosimples1.jpg>. Acesso em: 27.jul. 2007. 
57Química Geral Experimental II
Introdução
As colas têm sido utilizadas por milhares de anos para uma grande diversidade de 
aplicações, sendo que até o início deste século as principais matérias primas utilizadas eram 
de origem animal ou vegetal, como o sangue de alguns animais ou resinas naturais extraí-
das de folhas e troncos de algumas árvores. Atualmente uma grande variedade de colas é 
produzida industrialmente a partir de substâncias sintéticas, com a finalidade de se obter 
propriedades adequadas aos novos materiais, como polímeros, cerâmicas especiais e novas 
ligas metálicas.
Algumas das colas produzidas pela indústria moderna apresentam alto poder de 
adesão combinado a uma apreciável resistência a temperaturas elevadas; outras mantêm 
uma considerável flexibilidade mesmo depois de curadas. Certas colas como a de carpetes, 
por exemplo, embora eficientes podem apresentar problemas para a saúde por eliminarem 
substâncias orgânicas voláteis por muito tempo depois de aplicadas.
Materiais e Reagentes
2 béqueres de 200mL ou copo de vidro
Proveta de 50 mL
2 pedaços de pano de aproximadamente 30cm x 30cm (malha de algodão dá bons resulta-
dos) ou papel de filtro
1g de bicarbonato de sódio
125mL de leite desnatado
Limões
Procedimento Experimental
•		Esprema	o	limão	e	coe	o	suco	utilizando	um	pedaço	de	pano	ou	papel	filtro.
•		Adicione	30	mL	de	suco	de	limão	a	125	mL	de	leite	desnatado	e	agite	bem.
•		Coloque	o	outro	pedaço	de	pano	sobre	o	segundo	béquer	e	coe	a	mistura	de	caseína	
e soro obtida.
•		Este	procedimento	é	lento,	mas	poderá	ser	acelerado	se	pequenas	quantidades	da	
mistura forem adicionadas, sempre com a posterior retirada de caseína.
•		As	porções	de	caseína	retiradas	(quase	secas)	podem	ser	colocadas	sobre	um	pedaço	
de jornal para que a umidade da massa obtida seja reduzida.
•		Após	a	separação	da	caseína,	que	deverá	ter	consistência	semelhante	à	de	um	queijo	
cremoso, adicione bicarbonato de sódio e misture bem até que a mistura se torne homogê-
nea.
•		Acrescente	15	mL	de	água	e	agite	até	que	toda	a	massa	seja	dissolvida.
•		A	reação	do	ácido	restante	(do	limão)	com	o	bicarbonato	de	sódio	deverá	produzir	
uma pequena quantidade de espuma que em pouco tempo se desfaz.
•		Utilize	pequenos	pedaços	de	madeira	ou	de	papel	para	testar	a	cola	feita.	O	resultado	
poderá ser observado em algumas horas.
Cola de Caseína24.
58 Química Geral Experimental II
59Química Geral Experimental II
Introdução
A química dos alimentos é um assunto bastante complexo, de modo que a determi-
nação da composição química completa de um alimento pode significar anos de intensa in-
vestigação ou mesmo uma tarefa impossível de se realizar. Na maioria dos casos, conhecem-
-se classes: proteínas, carboidratos, lipídios, vitaminas, matéria mineral.
A análise de alimentos não investiga apenas os componentes naturais de importân-
cia nutricional ou não, mas também a presença de aditivos intencionaisou acidentais. O 
uso intencional de aditivos durante a produção, preparação, processamento, distribuição e 
armazenamento tem como finalidade manter ou melhorar a qualidade dos alimentos, com 
vistas a preservar a saúde dos consumidores. Alguns aditivos, todavia, são acidentais como, 
por exemplo, resíduos de agrotóxicos ou medicamentos veterinários (antibióticos, hormô-
nios), resíduos de fertilizantes, metais ou outras substâncias provenientes das embalagens.
Objetivo
Verificar a presença de alguns componentes em refrigerantes mediante testes qualitativos 
simples.
Materiais e Reagentes
2 tubos de ensaio
2 pipetas de10 mL
Solução de Ba(OH)2 10 g/L
Canudo de plástico
2 rolhas
1 Refrigerante
Procedimento Experimental
•		Monte	a	conexão	entre	os	dois	tubos	de	ensaio	usando	as	rolhas	e	o	canudo	de	plás-
tico.
•		Transfira	cerca	de	10mL	de	um	refrigerante	recém-aberto	para	um	dos	tubos	de	en-
saio.
•		Coloque	cerca	de	5mL	da	solução	de	hidróxido	de	bário	em	outro	tubo	de	ensaio.
•		Rapidamente	coloque	a	conexão	montada	no	item	1	nos	tubos	de	ensaio.
•	 	Agite	o	conjunto	de	tal	maneira	que	o	gás	 liberado	pelo	refrigerante	borbulhe	na	
solução de hidróxido de bário.
•		Observe	a	formação	de	um	precipitado	no	tubo	com	hidróxido	de	bário.
Questões
1. Escreva a equação química correspondente à reação observada.
2. Proponha outros reagentes adequados para verificar a presença de dióxido de 
carbono e apresente as equações químicas correspondentes.
3. Com que finalidade o gás carbônico é utilizado no refrigerante?
Análise de Bebidas25.
60 Química Geral Experimental II
61Química Geral Experimental II
Introdução
O termo detergente provém do verbo latino detergere (limpar, esfregar) e refere-se 
a materiais químicos que facilitam o processo de remoção de sujeira. Os detergentes mo-
dernos são misturas complexas que, além dos sulfactantes, contém diversos componentes 
aditivos com funções coadjuvantes no processo de lavagem: sequestrantes, alvejantes e es-
pumantes. Os sulfactantes sintéticos apresentam moléculas que possuem uma extremidade 
polar ou hidrofílica, e outra apolar ou lipofílica. A parte polar é representada por grupos sul-
fato (-OSO3-) ou sulfonato (-SO3-) e a parte lipofílica geralmente é representada por cadeias 
hidrocarbônicas lineares [CH3(CH2)n].
Moléculas que possuem extremidades polares e apolares, e que são suficientemente 
grandes para apresentar um comportamento diferenciado no que diz respeito à solubilida-
de chamam-se anfifílicas ou anfipáticas. A redução da tensão superficial da água na presença 
de um detergente se deve ao fato de as moléculas anfifílicas se posicionarem na superfície 
da “solução” com a extremidade polar submersa e a parte apolar orientada para a superfície.
O fosfato procedente dos detergentes, utilizado como sequestrante (tem a função 
de remover cátions que conferem dureza à água, formando complexos solúveis), transporta-
do por esgotos aos rios e lagos, é um nutriente mineral essencial para os vegetais e favorece 
o crescimento de plantas aquáticas. O crescimento exagerado desses vegetais implica no 
decréscimo dos peixes. Para evitar o colapso do sistema ecológico (eutrofização) o fosfato 
tem sido substituído por outros componentes, como a zeólita.
Materiais e Reagentes
2 placas de petri
Óleo comestível
Béquer de 50 mL;
Detergente comercial
Enxofre em pó
Carvão Vegetal Pulverizado
Procedimento Experimental
PARTE A
1. Pegue dois béqueres de 50 mL e coloque 25mL de água em cada.
2. Espalhe um pouco de enxofre em pó em um dos béqueres e carvão em pó no 
outro, sem agitar.
3. Adicione três gotas de uma solução de detergente, sem agitar.
PARTE B
1. Coloque 1mL de uma solução de detergente numa placa de Petri e água numa 
segunda placa.
2. Adicione, com auxílio de uma pipeta, uma gota de óleo comestível às duas placas.
Efeito de Detergente Sobre a Tensão Superficial da Água26.
62 Química Geral Experimental II
Referência
BESSLER, K.E.; NEDER A.V.F. Química em Tubos de Ensaio – Uma abordagem para princi-
piantes. Ed.Edgard Blücher Ltda, 2004.
63Química Geral Experimental II
Introdução
Existem muitos métodos para o crescimento de cristais e neste experimento, iremos 
usar dois deles: o da evaporação do solvente e do resfriamento da solução.
Para preparar as sementes a partir das quais os cristais irão crescer, iremos usar o 
método da evaporação do solvente, em que se prepara uma solução concentrada do sal e 
deixa-se evaporar o solvente, o que causa cristalização e progressivo crescimento do cristal. 
Após obtermos alguns cristais desta forma, iremos selecionar as melhores sementes para 
crescimento.
É importante se conhecer a solubilidade dos sais com que se vai trabalhar. A Tabela 1 
indica a solubilidade de alguns sais facilmente encontrados.
Tabela 1. Solubilidade de alguns sais.
Materiais e Reagentes 
Água Sulfato de Cobre Espátula
Sal de cozinha Copos 
KCrO4 (cromato de potássio) Copinho descartável para café (de 50 mL) 
K2Cr2O7 (dicromato de potássio) Balança 
Procedimento Experimental
•		Prepare	as	soluções	em	frascos	de	boca	larga	e	deixe	em	local	onde	elas	não	serão	
perturbadas.
•		Após	alguns	dias	haverá	um	surgimento	de	cristais	no	fundo	dos	frascos.
•		Decante	as	soluções	dos	frascos,	guardando-as	para	a	próxima	etapa.
•		Coloque	os	cristais	obtidos	sobre	um	papel	de	filtro.
•		Selecione	um	cristal	de	bom	tamanho	e	faces	regulares	e	bem	definidas.
•		Amarre-o	usando	uma	linha	bem	fina.
•		Coloque	a	solução	da	etapa	anterior	em	um	frasco	de	boca	larga.
•		Aqueça	o	frasco	em	banho-maria.
•		Coloque	aos	poucos	mais	do	sal	usado	e	agite	bem,	até	que	você	não	consiga	mais	
dissolver o sal na solução.
Crescendo Cristais 27.
Sal Fórmula Solubilidade em 100g H2O
Água fria Água quente
Cloreto de sódio NaCl 36g a 25 °C 39g a 100 °C
Sulfato de magnésio MgSO4. 7H2O 71g a 20 ºC 91g a 100 ºC
Bicarbonato de sódio NaHCO3 7g a 0 ºC 16g a 100 °C
Sulfato de cobre CuSO4.5H2O 32g a 0 °C 203g a 100 °C
Bórax Na2B4O7.10H2O 2g a 0 °C 52g a 100 °C
Alúmen KAI(SO4)2.12H2O 12g a 20 °C 195g a 100 °C
64 Química Geral Experimental II
•		Coloque	os	cristais	amarrados	na	linha	com	cuidado	(para	que	não	hajam	muitas	
perturbações) em suas respectivas soluções.
•		Espere	por	alguns	dias	e	observe.
Referência
MATEUS, A. L. Química na cabeça. Belo Horizonte: Editora UFMG, 2001. 128p.
65Química Geral Experimental II
Introdução
O sabão é um produto tensoativo usado em conjunto com água para lavar e limpar. 
Sua apresentação é variada, desde barras sólidas até líquidos viscosos.
Do ponto de vista químico, o sabão é um sal de ácido graxo. Tradicionalmente, o 
sabão é produzido por uma reação entre gordura e hidróxido de sódio e de potássio e carbo-
nato de sódio, todos álcalis (bases) historicamente lixiviados das cinzas de madeiras de lei. A 
reação química que produz o sabão é conhecida como saponificação. A gordura e as bases 
são hidrolisadas em água; os gliceróis livres ligam-se com grupos livres de hidroxila para for-
mar glicerina, e as moléculas livres de sódio ligam-se com ácidos graxos para formar o sabão. 
Materiais e reagentes
250 mL de óleo vegetal corante e essência (se quiser utilizar)
75 mL de água béquer de 500 mL
50 mL de soda cáustica bastão de vidro
Procedimento
Misture bem no béquer, a água, o óleo e a soda, nesta ordem.
Mexa por cerca de 30 minutos até engrossar.
Acrescente a essência e o corante (se quiser).
Coloque em uma forma (pode ser uma caixa de leite) para secar por aproximadamente 12 
horas. Após esse tempo, retire da forma e corte da forma desejada e deixe secar por mais 
uma semana.
Referência 
Sabão. Disponível em: <http://pt.wikipedia.org/wiki/Sab%C3%A3o> Acesso em: 05 jun. 
2008.
Produção de Sabão em Barra28.
66 Química Geral Experimental II
67Química Geral Experimental II
Introdução
O sabonete é um sabão aromatizado destinado à higiene corporal. É encontrado em 
tabletes ou em cremes. A primeira utilização do sabão aconteceu em 2500 a.C, pelos fení-cios, sendo usado na limpeza da lã de ovelhas e do couro de outros animais. Nessa época o 
sabão era feito através da gordura do carneiro e de substâncias contidas nas cinzas solúveis 
em água de pequenas plantas. Os árabes e os turcos foram os primeiros a reconhecerem o 
valor do sabão. Assim, quando os turcos invadiram o Império Bizantino, a prática do uso do 
sabonete foi difundida em toda a Europa, porém apenas os nobres tinham acesso ao produ-
to. Inclusive, eles presenteavam autoridades de outros países com sabonetes, juntamente 
com uma bula, explicando seu uso. Até então, o sabão não possuía cheiro, sendo que no 
século XVIII ele se tornou popular e somente no século XIX, mais precisamente 1879, é que 
desenvolveram um sabão perfumado: o sabonete. A partir do século XIX, devido à produção 
em larga escala, o custo de sabonete caiu permitindo a massificação de seu uso, tornando-o 
um dos principais elementos da higiene pessoal.
Sabonetes caseiros - RECEITA BÁSICA 
Ingredientes: 
1 kg de base de glicerina para sabonetes (branca ou transparente) 
Essência para sabonetes – 30 mL 
Corante alimentício 
Álcool de cereais 
PARA 1 kg DE GLICERINA USAR 30 mL DE ESSÊNCIA
Obs.: Algumas essências são mais fortes que outras, dependendo da qualidade. Procure 
dosar ao seu gosto, não sendo necessário seguir à risca a quantidade especificada acima. 
Colocar a quantidade de corante necessária até atingir a cor de sua preferência.
Material: 
Formas de silicone, plástico ou qualquer material que seja maleável. 
Copos graduados (para uso no microondas). 
Colheres plásticas descartáveis ou bastão de vidro. 
Panela de ágata (se for derreter em banho-maria).
No nosso caso, utilizaremos um béquer de 1L e o banho-maria.
NUNCA USAR METAL OU ALUMÍNIO 
Borrifador para o álcool de cereais
Modo de Fazer: 
Pique a glicerina em pedaços pequenos. 
No microondas:
Coloque no copo graduado e leve ao microondas em potência alta. O tempo será deter-
Fabricação de Sabonetes Artesanais29.
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minado pela quantidade que você for utilizar. Por exemplo, para cada 100 g de glicerina, 
coloque 15 segundos, abra o microondas e verifique se já está líquida. Se necessário, vá co-
locando mais 10 segundos por vez, até atingir o ponto. 
No banho-maria:
Pique a glicerina em pedaços pequenos no béquer e coloque no banho-maria a 60oC até 
derreter.
Importante: Não deixe ferver, pois a glicerina perde a transparência, ou deixe-a em banho-
-maria na panela de ágata até que ela derreta. Não deixe a temperatura da água muito quen-
te, para evitar que a glicerina ferva.
Retire do forno, coloque o corante aos poucos até atingir a cor desejada. Espere esfriar um 
pouco, até formar uma nata fina em cima de glicerina. Caso não faça isso, a essência e o ex-
trato (se estiver usando) irá evaporar e seu sabonete não ficará perfumado.
Adicione a essência e mexa com o bastão de vidro. Evite mexer muito, pois poderá fazer es-
puma. Borrife com álcool de cereais para retirá-la (se necessário). 
Segure com o bastão de vidro a película que se forma e despeje o líquido na forma escolhida. 
Espere secar por mais ou menos 30 minutos (depende da quantidade utilizada) e desenfor-
me. 
Se necessário retire as rebarbas com uma faca sem serra. 
Para decoração, no caso dos sabonetes em formato de doces, derreta 10 g de glicerina, espe-
re esfriar um pouco e jogue aos poucos sobre o sabonete já desenformado, dando a forma 
de calda escorrida. 
Espere umas duas horas antes de embrulhar os sabonetes. 
Coloque-as em cestinhas, caixas ou sacos de celofane. 
Dicas: 
1- Procure combinar os corantes com as essências, pois fica mais fácil na hora de identificar. 
Por exemplo: 
Azul:	Jaborandi	ou	Algas	Marinhas	
Vermelho: Rosas ou Ylang-Ylang 
Amarelo: Camomila ou Maracujá 
Laranja: Flor de Laranjeira ou Pêssego 
Verde: Maçã Verde ou Erva Cidreira 
Rosa: Baby ou Mamy 
Lilás:	Jasmim	
2- Não coloque os sabonetes para secar na geladeira ou ao vento, pois a base transpirará. 
3- Evite deixar cair a nata que se formou no derretimento, segurando com uma colher. Assim 
o sabonete ficará mais liso. 
4- Ao enformar o sabonete, borrife mais um pouco de álcool de cereais para retirar a espuma 
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que se formou e evitar a formação de bolhas. Se a espuma não sair, retire-a com auxilio de 
uma faca. Não é necessário tirar a película que se forma, pois logo se formará outra. 
5- A espuma ou a camada esbranquiçada que se forma, não deve ser reaproveitada. 
Já	as	rebarbas	ou	sabonetes	que	não	ficaram	a	seu	gosto	podem	ser	manipulados	novamen-
te. 
6- Não utilize materiais de alumínio ou teflon, pois pode oxidar e alterar a cor dos sabonetes, 
além de causar alergias. 
7- Não tenha pressa em desenformar os sabonetes. Se eles não estiverem bem rígidos, seu 
trabalho pode ficar comprometido. Mas se alguma coisa der errado, não se aborreça e come-
ce novamente reaproveitando a peça comprometida. 
8- Use sua criatividade na hora de escolher as formas. Até o fundo de uma garrafa de refri-
gerante descartável dará um belo sabonete massageador. Procure no meio dos brinquedos 
das crianças ou em lojas de artigos culinários e, com certeza, você encontrará muitas ideias 
diferentes. 
9- Você pode usar formas de acetato (aquelas usadas para chocolate) que são bem mais 
baratas que as de silicone. Porém elas têm um tempo de uso pequeno (no máximo 8 vezes), 
enquanto as de silicone são de uso indeterminado e bem mais fáceis de desenformar.
Sabonete de Mel e Argila Branca
Para 1 kg. de base transparente
3 colheres de sopa de mel
15 mL de óleo de amêndoas doces
2 colheres de sopa de argila branca 
25 mL de essência de laranja 
ou sugerimos 20 mL de laranja + 5 mL de baunilha.
Misture o mel, a argila, o óleo e faça uma pasta. Após derreter a glicerina, acrescente esta 
pasta, adicione a essência e coloque na fôrma. Se quiser, acrescente corante à seu gosto.
Referências
História do sabonete. Disponível em: http://www.historiadetudo.com/sabonete.html. 
Acesso em: 10 dez. 2007.
Sabonete. Disponível em: http://pt.wikipedia.org/wiki/Sabonete. Acesso em: 10 dez. 2007.
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