Download - Práticas Laboratoriais
SUMÁRIO
Apresentação .................................................................................................................................................... 3
Estrutura de um relatório para as atividades práticas ................................................................................. 4
Noções básicas de laboratório: Segurança, equipamentos e vidrarias ........................................................ 6
Roteiro das Aulas Experimentais para o 1º Ano do Ensino Médio
Prática 01: Determinando a Densidade ........................................................................................................ 17
Prática 02: Identificando Sistemas Homogêneos e Heterogêneos .............................................................. 18
Prática 03: Lei da Conservação da Massa ................................................................................................... 19
Prática 04: Processos para a Separação de Misturas .................................................................................. 21
Prática 05: Simulando a Chuva Ácida ......................................................................................................... 23
Prática 06: Compostos Iônicos e Moleculares ............................................................................................. 24
Prática 07: Identificação de Ácidos e Bases Utilizando Indicadores Químicos ........................................ 26
Prática 08: Extratos de Pigmentos de Vegetais Usados como Indicadores de Ácidos e Bases ................ 27
Prática 09: Reações Químicas ....................................................................................................................... 29
Prática 10: Simulando o Tratamento de Água ............................................................................................ 30
Prática 11: Reação de Neutralização ............................................................................................................ 32
Prática 12: Identificação de Metais pelo ensaio da Chama ........................................................................ 33
Prática 13: Simulador de Bafômetro ........................................................................................................... 35
Prática 14: Extraindo Álcool do Vinho ........................................................................................................ 36
Prática 15: Propriedades dos Óxidos ........................................................................................................... 37
Prática 16: Resolução de Problemas e Método Científico .......................................................................... 39
Prática 17: Estequiometria das Reações ...................................................................................................... 40
Prática 18: Metais Alcalinos Terrosos .......................................................................................................... 42
Prática 19: Halogênios ................................................................................................................................... 44
Prática 20: Reciclando o Óleo de Cozinha ................................................................................................... 46
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APRESENTAÇÃO
O presente manual foi elaborado a partir de uma coletânea de atividades práticas, instrumentais
disponibilizados à disciplina de Química, com base em diversas bibliografias, nas propostas curriculares
do Plano de Ação do docente e dentro da realidade do Laboratório Interdisciplinar de Ciências da Escola
Estadual de Educação Profissional Adriano Nobre.
Os experimentos propostos possuem um nível didático, com o objetivo de facilitar a compreen-
são da parte teórica na referida disciplina, aprimorando o conhecimento e, consequentemente, melho-
rando o aprendizado, tornando-o mais significativo.
Além do vínculo pedagógico, também acentuamos a importância da vivência no ambiente labo-
ratorial para a aquisição de novos saberes, já que os avanços das ciências são colocados à nossa disposi-
ção.
Enfim, é através da interação com esse ambiente de aprendizagem e a partir da fundamentação
básica, que se pode despertar para o mundo da pesquisa científica. Portanto, este manual dará suporte
pedagógico, orientando o docente na complementação de sua prática e no cumprimento da carga horária
exigida pelo Sistema Estadual de Educação.
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ESTRUTURA DE UM RELATÓRIO PARA AS ATIVIDADES PRÁTICAS
1- CAPA
2- FOLHA DE ROSTO (opcional)
3- SUMÁRIO OU ÍNDICE (opcional)
4- INTRODUÇÃO/APRESENTAÇÃO
5- OBJETIVOS
6- MATERIAIS UTILIZADOS
7- PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS
8- RESULTADOS E DISCUSSÃO
9- CONCLUSÃO
10- ANEXOS (opcional)
11- BIBLIOGRAFIA
ITENS NECESSÁRIOS
1- CAPA
É a identificação do relatório e do(s) autores. Deve conter: Nome da escola; disciplina; série; turma; turno;
nome/equipe; título; local; data. Deve ser padronizado e formal.
Escola
Disciplina
Professor
Turma e Turno
TÍTULO DA PRÁTICA
Nome/Equipe
ITAPAJÉ
09 DE MARÇO-2012
2. INTRODUÇÃO/APRESENTAÇÃO
É a síntese do conteúdo pesquisado e da prática realizada, de forma ampla e objetiva. É o convite a leitura
do relatório.
3. OBJETIVO(S)
É o motivo/intuito da realização da prática que pode ser fornecido ou não para os alunos. Pode servir de
feed-back ao professor que deseja saber se os alunos captaram os objetivos da prática.
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4. MATERIAIS UTILIZADOS
É a listagem de todos os equipamentos, vidrarias, reagentes, materiais etc. utilizados durante a realização
da prática. É muito importante para que o aluno saiba identificar e associar a função dos materiais utilizados.
5. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Devem ser fornecidos pelo professor para a realização da prática, de forma objetiva e clara, com intuito de
facilitar o entendimento e ação dos alunos durante a realização da prática. No relatório, é cobrado o procedimento
fornecido pelo professor acrescido de um embasamento teórico (pesquisa) para reforçar o experimento realizado,
os métodos e técnicas usadas no trabalho experimental.
6. RESULTADOS E DISCUSSÃO
É uma das partes mais importantes do relatório, pois é onde o aluno expõe os resultados obtidos da prática
realizada, questiona o experimento e relata as facilidades e dificuldades enfrentadas. É onde o professor detecta as
expectativas dos resultados versus resultados adquiridos.
7. CONCLUSÃO
As conclusões são feitas com base nos resultados obtidos; são deduções originadas da discussão destes.
São afirmativas que envolvem a ideia principal do trabalho.
8. ANEXOS
É a parte onde estão anexados: questionário proposto, esquemas, gravuras, tabelas, gráficos, fotocópias,
recortes de jornais, revistas etc. É onde se colocam aditivos que enriquecem o relatório, mas que não são essenci-
ais.
9. BIBLIOGRAFIA
A bibliografia consultada deve ser citada. A citação dos livros ou trabalhos consultados deve conter nome
do autor, título da obra, número da edição, local da publicação, editora, ano da publicação e as páginas: Autor.
Título e subtítulo; Edição (número); local: Editora. Data. Página.
Exemplo: GONDIM, Maria Eunice R.; GOMES, Rickardo Léo Ramos. Práticas de Biologia; Fortaleza: Edições
Demócrito Rocha. 2004.1-122p.
REGRAS BÁSICAS PARA FORMATAÇÃO
Papel A4 branco, impresso em preto (exceto as ilustrações);
Fonte Arial ou Times New Roman, tamanho 12;
Espaçamento entrelinhas duplo;
Alinhamento justificado;
Margens superior e esquerda de 3 cm;
Margens inferior e direita de 2 cm;
Numeração das páginas a partir da introdução.
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Em laboratórios é primordial que os analistas tenham os devidos cuidados para que possam executar suas
tarefas com tranquilidade, eficiência e segurança. Uma pequena negligência e a falta de informações sobre os peri-
gos de certas atividades experimentais podem resultar em graves acidentes. Além disso, é necessário conhecer o
funcionamento dos equipamentos para que não ocorram acidentes, tais como choques ou descargas elétricas.
OBJETIVOS
Compreender a importância das normas de segurança para a prevenção de acidentes no trabalho em labo-
ratórios;
Conhecer a simbologia de risco (pictogramas) dentro do laboratório que alertam o utilizador acerca do
perigo proveniente dos produtos que o ambiente contém;
Identificar e diferenciar os materiais e equipamentos do laboratório bem como assimilar sua função e mé-
todo de utilização;
Capacitar o aluno a estar no ambiente laboratorial.
NORMAS DE SEGURANÇA
Observe a disposição dos instrumentos, aparelhagem, portas, chuveiro de emergência e extintor de incên-
dio (leia as instruções e familiarize-se com o seu uso);
Use jaleco de mangas compridas, longo até os joelhos e sapatos fechado;
Não fume e nem converse desnecessariamente;
Comidas e bebidas não devem ser ingeridas no recinto do laboratório;
Evite o contato de sua pele, boca, olhos e ouvidos com substâncias químicas;
Usar óculos de segurança: evite o uso de lentes de contato no laboratório;
Cuidado ao manusear substâncias ácidas ou básicas muito fortes, soluções e frascos aquecidos;
Materiais sólidos não devem ser descartados na pia;
Os experimentos que liberam vapores ou gases tóxicos e irritantes devem ser conduzidos em câmara de
exaustão (capela);
Não deixe próximo ao fogo, substâncias químicas inflamáveis;
Ao diluir um ácido, adicione-o lentamente sobre a água, agitando a solução. NUNCA adicione a água so-
bre o ácido concentrado;
Ao aquecer um tubo de ensaio não o oriente em direção a você ou ao colega pode ocorrer projeções e res-
pingos da solução;
Não pipete soluções com a boca;
Não cheire diretamente um frasco contendo qualquer produto químico. Os vapores desprendidos do frasco
devem ser deslocados com a mão, em direção ao nariz;
Evite derramar reagentes sobre a bancada de trabalho;
Abra os frascos o mais longe possível do rosto e evite aspirar ar naquele exato momento;
NOÇÕES BÁSICAS DE LABORATÓRIO: SEGURANÇA, EQUIPAMENTOS E
VIDRARIAS
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Mantenha o rosto sempre afastado do recipiente onde esteja ocorrendo uma reação química;
Sempre após a manipulação de substâncias químicas e antes de deixar o laboratório lavar as mãos;
Nunca volte a colocar no frasco um produto químico retirado em excesso e não usado. Ele pode ter sido
contaminado;
Se tiver cabelos longos, leve-os presos ao realizar qualquer experiência no laboratório;
Não abra qualquer recipiente antes de reconhecer seu conteúdo pelo rótulo. Informe-se sobre os símbolos
que nele aparecem;
Ao término da aula, desligar todos os equipamentos, fechar pontos de água e registro de gás;
Antes de iniciar o trabalho prático, leia as instruções referentes ao experimento.
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PICTOGRAMAS DE PERIGO
INFLAMÁVEL:
quando visualizá-lo em
um frasco de reagente,
tome cuidado para não
expor o produto perto
de chamas ou de luga-
res quentes (abafados).
CORROSIVO: símbolo
presente em frascos de áci-
dos fortes (como ácido sulfú-
rico, ácido clorídrico, etc.).
Tome cuidado para que o
ácido não respingue em você,
o contato com a pele causa
sérias queimaduras.
RADIOATIVIDADE:
identifica os produtos quí-
micos radioativos, estes são
perigosos em contato com
a pele, para manuseá-los é
preciso um intenso cuidado
(luvas e macacão de segu-
rança).
POSSIBILIDADE DE
CHOQUE ELÉTRICO:
o local marcado com este
aviso é perigoso por con-
ter eletricidade exposta,
se não tomar cuidado o
choque elétrico pode ser
inevitável.
TÓXICO: pode causar
danos variáveis, podendo
provocar a morte. Não se
deve permitir o contato
com a pele ou roupa. Não
ingerir ou respirar os
vapores. Usar luvas du-
rante o manuseio.
EXPLOSIVO (INSTÁ-
VEL):
evitar choques ou coli-
sões. Movimentar com
cuidado, com adequada
proteção dos olhos, pele e
vestuário. Manter afasta-
do de chama.
PERIGOSO PARA O AMBIENTE:
substância que provoca danos
ao meio ambiente. Deve ser
conveniente neutralizada ou
tratada antes de descartá-la.
NOCIVO (Xn) e IRRITANTE (Xi): provoca danos
na saúde, quer em contatos casuais e em contatos pro-
longados. Não se deve permitir o contato com pele ou
roupa, ingerir ou inalar. Deve ser usada máscara prote-
tora.
OXIDANTE (COMBURENTE): substância que em contato com uma fonte de
ignição permite o início ou a intensificação de uma combustão. Manter afastado
de chamas.
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EQUIPAMENTOS DE SEGURANÇA E DE PROTEÇÃO INDIVIDUAL (EPI)
Avental, jalecos ou roupas de proteção.
Luvas.
Proteção facial/ocular e proteção respiratória.
Chuveiro de emergência.
Caixa de primeiros socorros.
Lavador de olhos.
Extintor de incêndio com área sinalizada.
Capela para a exaustão de gases e vapores.
Porta com abertura para a parte externa (emergência).
ACIDENTES E PRIMEIROS SOCORROS NO LABORATÓRIO
ACIDENTE PROCEDIMENTO
CORTES Remover estilhaços, lavar com água corrente, desinfectar e proteger o lo-
cal.
QUEIMADURAS
QUÍMICAS
Devem ser lavadas com grande quantidade de água fria por pelo menos 10
minutos. A água fria reduz a velocidade da reação e dilui o reagente dimi-
nuindo o dano causado à pele.
Na queimadura por ácido lave com solução de bicarbonato de sódio e a se-
guir novamente com água.
No caso de ingestão de ácidos, bochechar vigorosamente com água dando-
se a seguir água para beber e em casos mais severos, leite de magnésia.
Na queimadura por álcalis, após lavagem abundante, tratar com solução de
ácido acético 1% e novamente com água.
No caso de ingestão, além da lavagem inicial, dê água seguida de vinagre
para beber ou ainda grande quantidade de suco de lima. Procure orientação
médica.
RESPINGOS QUÍMI-
COS NOS OLHOS
A lavagem deve ser feita com grandes quantidades de água mantendo os
olhos abertos com os dedos. Se o respingo por ácido, aplicar a seguir solu-
ção de bicarbonato de sódio a 1% e se for básico, solução de ácido bórico a
1%.
QUEIMADURAS POR
CHAMAS OU OBJE-
TOS AQUECIDOS
A primeira providência a ser tomada no caso de queimadura com o fogo é
abafar as chamas, envolvendo a vítima em cobertor. Se as roupas estiverem
aderidas à superfície da pele, não se deve tentar removê-las e sim, cortá-las
cuidadosamente ao redor da área queimada.
Se houver necessidade de bandagens, estas devem ser colocadas firmemen-
te, nunca apertadas.
No caso de queimaduras graves, o ferimento deve ser coberto com gaze es-
terilizada umedecida com solução aquosa de bicarbonato de sódio a 5%.
INTOXICAÇÃO POR
GASES Remover a vítima para um ambiente arejado, deixando-a descansar.
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EQUIPAMENTOS BÁSICOS DE LABORATÓRIO
VIDRARIAS
TUBO DE ENSAIO
Utilizado principalmente para efetuar
reações químicas em pequena escala, principalmente em testes de reações.
BÉQUER
Utilizado para o preparo de soluções, aquecimento
de líquido, recristalização, pesagem, etc.
ERLENMEYER
Frasco utilizado para aquecer líquidos e para efetuar titulações.
KITASSATO
Frasco de paredes espessas, munido de saída lateral e usado
em conjunto para filtração sob
sucção (a vácuo).
FUNIL DE VIDRO
Utilizado na transferência de líquidos e em filtrações simples.
O funil com colo longo de estrias é chamado de funil analítico.
.
BURETA Usada para medir volumes precisos de líquidos e em análises volumétricas (titulações).
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BALÃO VOLUMÉTRICO
Recipiente destinado a conter um determinado volume de líqui-
do; utilizado no preparo de soluções de concentração definidas.
PROVETA OU CILINDRO GRADUADO Destinado a medidas aproximadas de volumes de líquidos.
PIPETA GRADUADA
Usada para medir volumes variáveis de líquidos.
PIPETA VOLUMÉTRICA
Usada para escoar volumes fixos de líquidos.
BASTÃO DE VIDRO
Utilizado para ajudar na dissolução de
substâncias, na agitação e transferência de líquidos.
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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.
CONDENSADOR
Equipamento destinado à condensação de vapores, em
destilações ou aquecimentos sob refluxo.
FUNIL DE SEPARAÇÃO
Equipamento para separar líquidos não miscíveis.
BALÃO DE FUNDO CHATO
Frasco destinado a aquecer líquidos ou para efetuar reações
com desprendimento de gases.
BALÃO DE FUNDO REDONDO
Utilizado para aquecimento de soluções em destilações
e aquecimento sob refluxo.
VIDRO DE RELÓGIO
Usado para cobrir béqueres em evaporações, pesagens e fins diversos.
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MATERIAL EM PORCELANA
FUNIL DE BUCHNER
Utilizado em filtração por sucção, devendo ser acoplado a um
kitassato.
CÁPSULA
Usada para evaporar líquidos em soluções.
ALMOFARIZ E PISTILO
Destinados à pulverização de sólidos.
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EQUIPAMENTOS
BALANÇA
Utilizado para quantificar medidas precisas de substâncias.
.
ESTUFA
Equipamento empregado na secagem de materiais,
por aquecimento, em geral até 200ºC.
MANTA ELÉTRICA
Utilizada no aquecimento de líquidos inflamáveis, contidos em balão de fundo re-
dondo.
AGITADOR MAGÉTICO
Utilizado para agitar soluções.
CENTRÍFUGA
Instrumento que serve para acelerar a sedimentação de sólidos em suspensão em líquidos.
BICO DE BUNSEN (gás)
Sistema de fornecimento de energia na forma de
calor.
pHMETRO
Utilizado para identificar o nível de acidez e basicidade de uma substância
ou sistema.
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MATERIAIS DIVERSOS
ANEL METÁLICO
Usado para apoiar funis durante filtrações.
.
ESPÁTULA Utilizado para manipulação de sólidos em pequena
quantidade.
.
GARRAS
Usado em conjunto com o suporte universal para
suspender vidrarias ou equipamentos.
.
PINÇA PARA TUBO DE ENSAIO
Usado para manusear tubos de ensaio durante certas
reações, em especial as de aquecimento.
.
SUPORTE UNIVERSAL
Utilizado para a suspensão de vidrarias e equipamentos.
.
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TELA DE AMIANTO
Permite o aquecimento de substâncias em vidrarias
impedindo o contato direto com a chama do bico de
Bunsen. É utilizado em conjunto com o tripé.
TRIPÉ
Suporte utilizado com a grade de amianto e o bico de
Bunsen no aquecimento de sistemas.
.
PÊRA
Utilizado em conjunto com a pipeta para realizar a sucção de líquidos.
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INTRODUÇÃO
Já lhe ocorreu de, ao pegar um objeto, este parecer mais pesado do que devia? Ou mais leve? Você já
parou para pensar por que algumas substâncias são mais pesadas do que outras? Por que um copo de vidro é mais
pesado do que um copo de plástico? Será que é devido ao material do qual ele é feito? Certos materiais têm algumas propriedades que os tornam mais pesados ou mais leves. Isso acontece
porque substâncias diferentes têm quantidades de matéria diferentes por unidade de volume.
Você pode perceber que existe uma relação constante entre a massa e o volume de um mesmo material.
Por ser uma constante, essa relação é uma propriedade característica da matéria, chamada de densidade.
OBJETIVOS
Reconhecer a relação entre densidade e volume;
Determinar a densidade de diferentes materiais através de medidas da massa e volume de cada um.
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
Massa e volume são propriedades gerais da matéria, ou seja, são propriedades que qualquer material tem
em função da quantidade. A razão entre a massa e o volume de um objeto depende do material do qual ele é feito,
sendo uma propriedade específica de cada material a qual denomina-se densidade. A densidade dos materiais é
uma medida experimental, feita normalmente a 20ºC e 1 atm, variando com a temperatura.
MATERIAL NECESSÁRIO
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental
Placas (alumínio, zinco, cobre e ferro)
Bolas (isopor e de gude)
Água
Álcool Etílico
Proveta
Balança
PROCEDIMENTO
Determine a massa de cada uma das amostras. Anote o resultado.
Coloque 20 mL de água na proveta.
Adicione separadamente a amostra de cada material.
Meça a diferença entre o volume inicial e o vo-
lume final, esta medida fornecerá o volume da amostra.
Com os resultados obtidos, calcule a densidade
das amostras.
Repita a operação para todas as amostras, utili-
zando agora o álcool etílico.
PÓS-LABORATÓRIO
1. Por que alguns materiais elevam mais o nível da água
que os outros?
2. Descreva o que acontece com a bola de isopor e com a bola de gude. E o que aconteceu quando se utilizou o
etanol?
Alumínio Zinco Cobre Ferro Bola de gude Isopor
Massa
Volume
Densidade
PRÁTICA 01: DETERMINANDO A DENSIDADE
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INTRODUÇÃO
Para podermos definir a aparência de um material, devemos determinar todos os detalhes possíveis de se
perceber, porém isso irá depender da forma que o material irá ser observado. Se olharmos uma parede feita de
tijolos, de longe iremos perceber que ela é uniforme e teremos a impressão que a parede é feita de um material
avermelhado, já se olharmos essa parede de perto os detalhes são notáveis.
Vê-se então que alguns sistemas se apresentam uniformes, como a água límpida, um fragmento de ouro e
outros não uniformes, como uma pedra que possui pontos claros e pontos escuros, um pedaço de madeira com
veios de diferentes cores, surgindo em decorrência dessas observações os sistemas homogêneos e os sistemas hete-
rogêneos.
OBJETIVOS
Identificar experimentalmente sistemas homogêneos e sistemas heterogêneos;
Distinguir fases e componentes de um sistema.
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
Quando se observa e se estuda uma porção limitada da matéria, passamos a chamá-la de sistema em estu-
do. Um sistema, em função do seu aspecto visual ou macroscópico, pode ser classificado em sistema homogêneo e
sistema heterogêneo.
O sistema homogêneo apresenta aspecto contínuo, ou seja, é constituído por uma única fase, podendo ser
constituído por uma ou mais substâncias que se apresentam uniformes e com características iguais em todos os
seus pontos. O sistema heterogêneo apresenta aspecto descontínuo, pode ser constituído por uma única substância
em diferentes estados físicos ou por mais de uma substância.
É importante ressaltar que nem sempre a quantidade de componentes representará a mesma quantidade de
fases, ou seja, de partes uniformes entre si, mas diferentes umas com as outras.
MATERIAL NECESSÁRIO
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental
Álcool etílico
Acetona
Benzina
Iodo sólido
Água
Estante para tubo de ensaio
Tubo de ensaio
Pipeta
PROCEDIMENTO
Coloque 2 mL de álcool no tubo A, 2 mL de acetona no tubo B, 2 mL de benzina no tubo C e 2 mL de
água no tubo D.
Adicione um cristal de iodo em cada um dos tubos de ensaio.
Deixe em repouso por cerca de um minuto e observe cuidadosamente os quatro sistemas.
Misture os conteúdos dos tubos A e B, agite e deixe em repouso.
Misture agora os conteúdos dos tubos C e D, agite e deixe em repouso.
PÓS-LABORATÓRIO
1. Informe a fórmula dos reagentes utilizados.
2. Descreva as observações percebidas durante a realização de cada item do procedimento: número de fases, a
classificação do sistema, as cores inicial e final.
3. E ao misturar os conteúdos, o que aconteceu?
PRÁTICA 02: IDENTIFICANDO SISTEMAS HOMOGÊNEOS E HETEROGÊNEOS
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INTRODUÇÃO
Antoine Laurent Lavoisier, considerado pai da química moderna, era um químico francês que em 1785
descobriu a Lei de Conservação das Massas, enunciada das seguintes formas: “Na Natureza nada se cria e nada se perde, tudo se transforma”
“Numa reação química que ocorre em sistema fechado, a massa total antes da reação é igual à massa total
após a reação” “Numa reação química a massa se conserva porque não ocorre criação nem destruição de átomos. Os áto-
mos apenas se rearranjam. Os agregados atômicos das substâncias reagentes são desfeitos e novos agregados
atômicos são formados”
OBJETIVOS
Verificar experimentalmente a Lei de Lavoisier, ou seja, que a soma das massas dos reagentes é igual à
soma das massas dos produtos em uma reação química;
Mostrar ao aluno que a massa em uma reação química se conserva, porém, se a reação envolver substân-
cias gasosas, para que a conservação da massa seja percebida, o sistema deve ser fechado.
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
Preocupado em utilizar métodos quantitativos, Lavoisier tinha a balança como um de seus principais ins-
trumentos em atividades experimentais. Uma dessas atividades consistia em pesar as substâncias participantes de
uma reação química, antes e depois que ela ocorresse. Queimando-se magnésio, cientistas anteriores a Lavoisier
observavam um aumento de massa, enquanto que, queimando enxofre, notavam uma perda de massa. Coube a
Lavoisier esclarecer que as diferenças de massas eram devidas à absorção ou liberação de gases durante as reações.
Lavoisier verificou que a massa total do sistema permanecia inalterada quando a reação ocorria num sistema fe-
chado, sendo assim, concluiu que a soma total das massas dos reagentes é igual a soma total das massas dos produ-
tos, ou seja, num sistema fechado a massa total permanece constante. Esta observação foi confirmada ao longo dos
tempos, não se verificando qualquer exceção.
MATERIAL NECESSÁRIO
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental
Bicarbonato de sódio
Água
Vinagre
Proveta
Pipeta
Balança
Espátula
Garrafa PET pequena
Tubo de ensaio
Béquer
Pinça
PROCEDIMENTO
Adicione uma espátula de bicarbonato de sódio dentro da garrafa PET.
Adicione 40 mL de água dentro da garrafa, dissolvendo todo o bicarbonato.
Coloque 5 mL de ácido acético em um tubo de ensaio.
Coloque o tubo de ensaio dentro da garrafa PET e feche o recipiente.
Pese o recipiente e seu conteúdo, sem permitir que os líquidos se misturem.
Anote a massa obtida.
Incline o frasco estabelecendo o contato entre os reagentes.
Observe se existe a evidência de reação química.
Pese novamente o recipiente e seus conteúdos.
PRÁTICA 03: LEI DA CONSERVAÇÃO DA MASSA
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PÓS-LABORATÓRIO
1. Equacione a reação química envolvida no procedimento, informando a nomenclatura e a função química das
substâncias envolvidas na atividade prática.
2. O peso antes e depois da reação apresentou diferença? Explique o resultado obtido.
3. Classifique as substâncias em compostas ou simples, informando os elementos químicos presentes em cada uma.
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INTRODUÇÃO
A separação de misturas é tarefa essencial em laboratórios químicos como em várias atividades humanas
relacionadas com a obtenção de materiais. Em nosso dia a dia é corriqueiro realizarmos separações de misturas,
como por exemplo: ao passarmos o café, observamos que a borra (a parte sólida) é retida no coador, e a parte lí-
quida que nos interessa, contém a cafeína. No entanto, é necessário o conhecimento sobre o que são misturas, sua
classificação e como podemos separá-las.
OBJETIVOS
Conhecer e realizar processos de separação de misturas;
Identificar os equipamentos mais comuns em um laboratório de Química.
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
Na natureza, raramente encontramos substâncias puras. Geralmente,
as substâncias estão presentes na formação dos vários tipos de mistura, que são
associações de duas ou várias substâncias diferentes sem necessariamente
serem definidas proporções e que também suas moléculas ou íons permaneçam
inalterados. De acordo com o tipo de mistura e dependendo da natureza dos seus
componentes, utilizamos um conjunto de processos para o controle de maté-
rias-primas, análise e obtenção das substâncias que deram origem à mistura.
MATERIAL NECESSÁRIO
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental
Enxofre
Sulfato de cobre
Ácido acético
Álcool etílico
Água
Leite
Hidróxido de amônio
Almofariz e pistilo
Béquer
Tubo de ensaio
Balança
Papel de filtro
Bastão de vidro
Espátula
Centrífuga
Funil de vidro
Vidro de relógio
Canetas: preta, verde, vermelha.
PROCEDIMENTOS
EXPERIMENTO I - Separação da mistura de enxofre e sulfato de cobre
Pese 1 g de enxofre e 2 g de sulfato de cobre em cápsulas diferentes. Macere os sólidos.
Coloque em um béquer o sulfato de cobre e adicione 5 mL de água até a total dissolução.
Acrescente a massa de enxofre e misture com o bastão de vidro.
Filtre a mistura contida no béquer, lavando a substância retida no papel de filtro.
Abra o papel de filtro e deixe secar a substância por ele retida.
EXPERIMENTO II - Separação do Leite
Coloque 5 mL de leite em um tubo de ensaio e acrescente 20 gotas de ácido acético Agite com o bastão.
Coloque a solução em um tubo de ensaio e centrifugue-a por 3 minutos.
EXPERIMENTO III - Corrida de cores
Pegue duas tiras de papel (de forma retangular com 4 cm de largura e 10 cm de altura) e em cada uma de-
las, marque três pontos com cores diferentes. Os pontos devem ser desenhados a um dedo da extremidade
do papel.
PRÁTICA 04: PROCESSOS PARA A SEPARAÇÃO DE MISTURAS
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Prenda o papel no palito, e coloque-o dentro de um béquer com água e outra no béquer com álcool, de
forma que o papel fique tocando a fase móvel sem tocar as cores. Tampe com o vidro de relógio.
PÓS-LABORATÓRIO
1. Classifique a mistura nos procedimentos acima. Qual o método utilizado para fazer a separação dos componen-
tes dos experimentos 1, 2 e 3?
2. A água dissolve o enxofre ou o sulfato de cobre? Qual a substância retida no papel de filtro?
3. Após centrifugar a mistura de leite e ácido acético, quais os componentes obtidos em cada fase?
4. Pesquise três tipos de mistura: classifique-as, informe o número de fases, componentes e indique o método de
separação adequado.
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INTRODUÇÃO
Entre os vários problemas ambientais consequentes da Revolução Industrial está a chuva ácida. A chuva
contém um pequeno grau natural de acidez, que por sua vez, não agride o meio ambiente. No entanto, esse proces-
so é intensificado em virtude do grande lançamento de gases poluentes na atmosfera, fenômeno esse, que ocorre
principalmente nas cidades industrializadas, com grande quantidade de veículos automotores e em locais onde
estão instaladas usinas termoelétricas. Entretanto, em função das correntes atmosféricas, as chuvas ácidas podem
ser desencadeadas em locais distantes de onde os poluentes foram emitidos.
OBJETIVOS
Reproduzir em laboratório o fenômeno que acontece na atmosfera quando óxidos diversos reagem com a
água provocando o surgimento de ácidos;
Possibilitar ao aluno reconhecer e compreender de forma integrada e significativa às transformações quí-
micas que ocorrem no processo natural da atmosfera.
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
Pode-se dizer que as chuvas "normais" são ligeiramente ácidas, pois apresentam um valor de pH próximo
de 5,6. Essa acidez natural é causada pela dissociação do dióxido de carbono em água, formando um ácido fraco,
conhecido como ácido carbônico.
A chuva propriamente ácida possui um valor de pH inferior a 4,5 e ocorre quando existe na atmosfera um
número muito grande de óxidos (SO2, NO, NO2, N2O5) que, quando combinam-se com o hidrogênio presente na
atmosfera em forma de vapor, formam os ácidos nítrico ou sulfúrico. Ao caírem na superfície, alteram a composição química do solo e das águas, atingem as cadeias alimenta-
res, destroem florestas e lavouras, atacam estruturas metálicas, monumentos e edificações.
MATERIAL NECESSÁRIO
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental
Enxofre
Água
Solução de caráter básico (amoníaco)
Fenolftaleína
Recipiente com tampa rosqueável
Proveta
Bico de Bunsen
Fio de cobre ou arame
PROCEDIMENTO
Coloque 50 mL água no frasco de vidro e adicione 1,0 mL da solução básica.
Acrescente 2 gotas da solução alcoólica de fenolftaleína ou extrato de repolho roxo (solução alcoólica) no
frasco até que haja uma mudança de cor.
Fixe o enxofre no fio de cobre e leve ao fogo.
Assim que o enxofre sofrer a queima, transfira-o para o frasco
de vidro. Ao observar a formação dos gases, tampe o frasco ra-
pidamente.
Agite lentamente e o frasco para dissolver os gases na água.
PÓS-LABORATÓRIO
1. Mostre as equações presentes na reação de formação da chuva ácida.
2. Informe a nomenclatura e a função química de cada participante da
reação.
3. O que acontece do ponto de vista químico, após a agitação do frasco
tampado?
4. Como deve ser o pH no frasco antes e depois da reação?
PRÁTICA 05: SIMULANDO A CHUVA ÁCIDA
24
INTRODUÇÃO
Os átomos raramente podem ser encontrados isolados. Observa-se que a maioria dos elementos estão
combinados com outros elementos e se assim não fosse como seriam formadas as inúmeras substâncias que conhe-
cemos? Substâncias essenciais à vida como água e gás oxigênio, compostos úteis em nosso cotidiano: aço, cloreto de
sódio, sacarose e etanol. Como você pode perceber, ao nosso redor estão presentes diversas substâncias, cada qual
com uma composição química distinta, sendo formadas por átomos de elementos químicos que se encontram com-
binados. Portanto, para a existência dessas substâncias é necessário que os átomos possuam afinidade para unirem-
se por meio das forças existentes, denominadas de ligações químicas.
OBJETIVO
Distinguir substâncias iônicas de substâncias moleculares pelo ponto de fusão e solubilidade.
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
As ligações químicas são uniões estabelecidas entre átomos para formarem as substâncias ou compostos.
Porém, essa união não ocorre de qualquer forma, deve haver condições apropriadas, tais como: afinidade (relacio-
nada às configurações eletrônicas), contato, energia etc. Os sistemas tendem a adquirir a maior estabilidade possí-
vel, é por isso que essa união existe, ocorrendo interações entre os átomos instáveis em busca da estabilidade. As
ligações químicas podem ocorrer através da doação e recepção de elétrons entre os átomos: ligação iônica,através
do compartilhamento de elétrons: ligação covalente, existe também a ligação metálica onde os elétrons passam a
se movimentar livremente entre os átomos criando uma força de atração que mantém os átomos metálicos unidos.
MATERIAL NECESSÁRIO
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental
Água
Etanol
Parafina
Cloreto de sódio ou açúcar
Enxofre
Iodo
Carbamida (uréia)
Acetato de potássio
Balança
Chapa aquecedora
Espátula
Tubo de ensaio
Estante para tubo de ensaio
Béquer
Bastão de vidro
Marcador de vidro
Proveta
Pipeta
Funil de vidro
PROCEDIMENTO
Cubra uma tela de amianto com folha de papel alumínio.
Pese massas iguais de cada um dos reagentes e coloque-as a uma pequena distância do centro em posições
equidistantes uma das outras e do centro, formando um quadrado.
Acenda o bico de Bunsen e verifique se a chama está exatamente no centro do círculo da tela de amianto.
Observe os materiais durante o aquecimento e anote na tabela a ordem em que entram em fusão. Indique
com “n” na tabela a substância que não fundiu.
Coloque 10 mL de água em quatro tubos de ensaio e acrescente amostras dos reagentes.
Coloque 10 mL de álcool etílico nos quatro tubos restantes e acrescente amostras dos reagentes.
Observe e registre a solubilidade dos reagentes nos diferentes solventes.
PRÁTICA 06: COMPOSTOS IÔNICOS E MOLECULARES
25
DADOS
Composto Características Ordem de fusão Solubilidade
em H2O
Solubilidade
em álcool
PÓS-LABORATÓRIO
1. Relacione as principais diferenças entre compostos iônicos e moleculares. 2. Com o auxílio da tabela periódica, faça a distribuição eletrônica para os elementos presentes nas substâncias da
uréia, iodo e cloreto de sódio. Em seguida, esquematize as fórmulas de Lewis, estrutural, molecular e informe o
tipo de ligação dessas substâncias.
26
INTRODUÇÃO
Desde os tempos dos alquimistas, observou-se que certas substâncias apresentavam comportamentos
peculiares quando dissolvidos na água. Entre tais propriedades destacavam-se: o sabor azedo, adstringente, a for-
mação de soluções aquosas condutoras de eletricidade, a efervescência, quando em contato com o calcário e a
mudança de cor na presença de substâncias indicadoras ácido-base.
De um modo geral, são substâncias tóxicas e corrosivas, portanto deve-se evitar contato com a pele, inge-
ri-las ou respirá-las.
OBJETIVOS
Identificar as soluções de caráter ácido, neutro e básico;
Observar a viragem de cor dos indicadores de acordo com a escala de pH.
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
A medida de acidez ou alcalinidade de uma solução pode ser realizada através do uso de indicadores áci-
do-base e também através da medida do pH da solução, denominado potencial hidrogeniônico. O pH é uma escala
que vai de 0 a 14 e fundamenta-se na quantidade de íons hidrogênio que estão contidos numa solução. Um indicador ácido-base é uma substância que apresenta uma determinada coloração em meio ácido e
outra em meio básico. Há diversos indicadores que podem nos dizer sobre a acidez ou sobre a alcalinidade de uma
solução.
MATERIAL NECESSÁRIO
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental
Ácido Clorídrico
Hidróxido de Sódio
Água
Hidróxido de Amônio
Ácido Acético
Tubo de ensaio
Pipeta graduada e Pasteur
Estante para tubo de ensaio
PROCEDIMENTO
Coloque 5 mL de água, 5 mL de ácido clorídrico, 5 mL de hidróxido de sódio, 5 mL de hidróxido de
amônio e 5 mL de ácido acético em diferentes tubos de ensaio.
Repita a etapa anterior.
Adicione 1 gota de fenolftaleína em cada sistema (1ª etapa).
Adicione 1 gota de azul de bromotimol em cada sistema (2ª etapa). Anote as cores dos sistemas na tabela.
Fenolftaleína Azul de Bromotimol
Água
Ácido Clorídrico
Hidróxido de Sódio
Ácido Acético
Hidróxido de Amônio
PÓS-LABORATÓRIO
1. Através das colorações obtidas, informe se as substâncias analisadas apresentam comportamento ácido, básico
ou neutro. 2. Informe a fórmula molecular dos reagentes analisados e em quais substâncias do nosso cotidiano podem ser
encontrados.
3. Com o auxílio das fitas indicadoras de pH, faça a leitura numérica aproximada do potencial hidrogeniônico
dessas amostras.
PRÁTICA 07: IDENTIFICAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES UTILIZANDO INDICADORES
QUÍMICOS
27
INTRODUÇÃO
Costumeiramente lembrados como substâncias químicas perigosas, corrosivas, capazes de dissolver me-
tais como se fossem comprimidos efervescentes, os ácidos e as bases atuam em nosso cotidiano continuamente e
bem menos agressivos do que se imagina.
São componentes usuais de refrigerantes, alimentos, remédios, produtos de higiene e cosméticos, maté-
rias-primas indispensáveis em um vasto universo de aplicações industriais. De um modo geral, e dependendo do
seu uso, são substâncias tóxicas e corrosivas, portanto deve-se ter o cuidado e saber como utilizá-las de maneira
adequada.
OBJETIVOS
Preparar extratos de produtos naturais;
Investigar as propriedades ácidas e básicas de produtos do cotidiano, utilizando como indicador ácido-
base o extrato de repolho roxo;
Estabelecer escalas de pH com indicadores naturais.
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
Muitos indicadores são pigmentos com fórmulas complexas que são sintetizados através de reações que
também são complexas. Alguns indicadores, contudo, são facilmente retirados de plantas comuns, seja de flores ou
da casca de seus frutos ou de hortaliças. As substâncias responsáveis pela coloração destes tecidos vegetais são as antocianinas, principais cromó-
foros encontrados nas flores vermelhas, azuis e púrpuras.
MATERIAL NECESSÁRIO
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental
Solução de Repolho Roxo
Leite de Magnésia
Detergente
Suco de Limão
Água Sanitária
Creme Dental
Leite
Shampoo
Ácido Muriático
Amoníaco
Solução de Sabão
Tubo de Ensaio
Pipeta
Estante para Tubo de Ensaio
Marcadores para Vidro
PROCEDIMENTO
PARTE I – PREPARAÇÃO DA SOLUÇÃO INDICADORA NATURAL
Em um béquer de 500 mL adicione algumas folhas trituradas de repolho roxo, adicione água e submeta a
aquecimento até que você perceba o ganho de coloração pela água.
Filtre a solução e distribua cerca de 50 mL dessa solução para cada bancada.
PARTE II – PREPARAÇÃO DA ESCALA DE pH
Adicione 5 mL de cada uma das soluções em tubos de ensaio diferentes.
Acrescente 5 mL do extrato de repolho roxo a cada uma dessas soluções. Observe a cor, compare com a
escala da fita indicadora de pH e atribua um valor numérico.
PRÁTICA 08: EXTRATOS DE PIGMENTOS DE VEGETAIS USADOS COMO
INDICADORES DE ÁCIDOS E BASES
28
PARTE III – IDENTIFICANDO A ACIDEZ E BASICIDADE DE SOLUÇÕES ATRAVÉS DA ANÁLISE
DE COLORAÇÃO
Identifique os tubos de ensaio e a cada um deles adicione 5 mL de cada uma das amostras. Em seguida,
acrescente a cada tubo a mesma medida do extrato de repolho. Observe a cor e anote na tabela.
Amostra Repolho roxo Propriedades pH
PÓS-LABORATÓRIO
1. O que é um indicador ácido-base?
2. Através das colorações obtidas, indique na tabela se as substâncias analisadas apresentam comportamento áci-
do, básico ou neutro.
3. Informe o componente químico presente nessas substâncias que lhes conferem caráter ácido e básico.
4. Com o auxílio das fitas indicadoras de pH, faça a leitura numérica aproximada do potencial hidrogeniônico
dessas amostras.
29
INTRODUÇÃO
Você já percebeu como as reações químicas estão presentes em nosso dia a dia? Sabemos que para o carro
entrar em movimento devemos colocar gasolina. Esse combustível através de uma reação química com o oxigênio
do ar produz dióxido de carbono, água e a energia que é utilizada para fazer que o carro se mova. Certamente você também já ouviu falar em “cálculos renais”, popularmente conhecidos como pedras nos
rins. Infelizmente é mais um exemplo de reação química que ocorre no organismo humano pelo excesso, princi-
palmente do oxalato de cálcio e do fosfato de cálcio, substâncias muito pouco solúveis e, que dependendo de suas
concentrações são acumuladas nos rins ou nos canais urinários ocasionando a formação das pedras.
OBJETIVOS
Reconhecer as evidências para a ocorrência das reações químicas;
Realizar reações químicas e classificá-las;
Representar as reações químicas através das equações químicas.
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
Uma reação química ocorre quando determinadas substâncias sofrem transformações em relação ao seu
estado inicial, aparecendo novas substâncias. As ligações entre os átomos e moléculas devem ser rompidas e de-
vem ser restabelecidas de outra maneira. A ocorrência de reações químicas geralmente são bem visíveis, mas em certas situações os reagentes se
encontram com impurezas e as reações não acontecem com total aproveitamento. Para a representação de uma
reação química, fazemos uso da equação química correspondente. Essa equação descreve as composições de rea-
gentes e produtos e a relação de igualdade entre as quantidades de seus elementos químicos.
MATERIAL NECESSÁRIO
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental
Lâmina de Ferro
Sulfato de Cobre
Dicromato de Amônio
Magnésio em fitas
Hidróxido de Amônio
Estante para tubos de ensaio
Tubos de ensaio
Pipeta
Bico de Bunsen
Espátula
Pinça
PROCEDIMENTO
Coloque um pedaço do metal ferro em um tubo de ensaio contendo cerca de 3 mL da solução de sulfato
de cobre II. Aguarde alguns minutos e registre suas observações.
Adicione a um tubo de ensaio uma espátula de dicromato de amônio. Aquecer e registrar o ocorrido.
Com o auxílio de uma pinça, leve algumas fitas de magnésio à chama do bico de Bunsen. Anote as obser-
vações. Recolha a cinza esbranquiçada resultante em um tubo de ensaio;
A este tubo, adicionar 3 mL de água e duas gotas de fenolftaleína. Agitar e observar atentamente o que
ocorre.
Adicione 4 mL da solução de sulfato de cobre II a um tubo de ensaio e acrescentar 3 mL de hidróxido de
amônio. Registre o ocorrido.
PÓS-LABORATÓRIO
1. Como podemos constatar a ocorrência de reações químicas?
2. Equacione, classifique e efetue o balanceamento das reações químicas observadas em cada um dos itens do
procedimento.
3. Informe a função química de cada substância envolvida nas reações.
PRÁTICA 09: REAÇÕES QUÍMICAS
30
INTRODUÇÃO
A água desempenha um papel essencial nas funções do corpo humano, como por exemplo: digestão, ab-
sorção, respiração, transporte de nutrientes, excreção de substâncias, eliminando as toxinas através da urina e da
transpiração, auxilia na regulação da temperatura do corpo humano, além de estar presente no plasma sanguíneo,
nas articulações e até nos ossos. Na sua falta, o sistema natural de limpeza e desintoxicação do organismo fica sempre muito prejudicado,
contribuindo para o aparecimento das mais inúmeras doenças. Portanto, a água é uma das substâncias mais impor-
tante e necessária aos organismos vivos. É o principal componente das células e um solvente biológico universal.
Diante dessas propriedades e em virtude de sua grande necessidade, devemos evitar o desperdício, exigir a
preservação dos recursos hídricos e contribuir para a manutenção de vidas no planeta.
OBJETIVOS
Realizar as etapas do tratamento primário de água e relacioná-las com os processos de separação de mis-
tura;
Reproduzir um processo realizado nas estações de tratamento de água;
Conscientizar para o uso racional da água.
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
A água é um composto integrado por moléculas formadas por um átomo de oxigênio e dois de hidrogênio,
unidos por meio de ligações químicas. É o único composto do planeta que, na natureza pode ser encontrada em três
estados físicos: sólido (geleiras), líquido (oceanos e rios), e gasoso (vapor d’água na atmosfera). Incolor, inodora e insípida, a água é um composto de grande estabilidade, podendo ser obtida também
pela combustão dos alimentos. É uma molécula polar e que apresenta geometria angular (104,45°). Em nosso or-
ganismo, as reações químicas ocorrem em sua presença. Provavelmente, sem esta substância não existiria vida no
planeta, a água é o componente biológico essencial à manutenção da vida animal e vegetal.
MATERIAL NECESSÁRIO
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental
Sulfato de Alumínio
Solução de Hidróxido de Cálcio
Solução de Hipoclorito de Sódio
Água suja
Proveta
Béquer
Bastão de vidro
Erlenmeyer
Funil de vidro
Papel de filtro
PROCEDIMENTO
Separe em um béquer 50 mL de água suja.
Acrescente com uma espátula duas medidas de sulfato de alumínio. Agite com o bastão, até a total disso-
lução.
Com uma espátula acrescente uma medida de hidróxido de cálcio. Agite a mistura.
Deixe em repouso por alguns minutos, observe, anote e explique.
Filtre a mistura no erlenmeyer. Em seguida adicione duas gotas de hipoclorito de sódio.
PÓS-LABORATÓRIO
1. Informe as principais etapas que ocorrem em uma Estação de Tratamento de Água (ETA) e relate o objetivo de
cada uma.
2. Do ponto de vista químico, o que aconteceu quando foram acrescentados o sulfato de alumínio e o hidróxido de
cálcio?
3. Quais as doenças causadas por água contaminada?
PRÁTICA 10: SIMULANDO O TRATAMENTO DE ÁGUA
31
4. E você, quais suas ações responsáveis com o uso da água?
5. Pesquise as fórmulas dos compostos químicos utilizados no tratamento da água e a função de cada uma.
6. Quais as análises comumente realizadas para um melhor diagnóstico da qualidade da água?
32
INTRODUÇÃO Quem nunca sentiu aquela incômoda sensação de acidez estomacal, a chamada azia? Ela se explica pela
ação do ácido clorídrico (HCl), componente do suco gástrico, presente no estômago. Após a ingestão de alimentos
calóricos, o nosso organismo se vê obrigado a liberar mais quantidade de HCl para auxiliar na digestão pesada,
provocando esse desconforto estomacal. E para neutralizar essa desagradável sensação, necessitamos ingerir um antiácido estomacal, o conhecido
leite de magnésia, cujo princípio ativo desse medicamento nada mais é do que a base Mg(OH)2 – hidróxido de
magnésio. Ela tem a função de neutralizar o meio ácido de seu estômago, daí o alívio imediato.
OBJETIVOS
Identificar e conceituar uma reação de neutralização;
Entender as reações de ácido com base (reação de neutralização) como um caso especial de reação de du-
pla troca.
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
As reações envolvendo ácidos e bases são denominadas reações de neutralização ou salificação. Depen-
dendo das quantidades de ácido e de base misturados haverá uma neutralização total ou parcial desses reagentes,
produzindo sais que serão classificados em normal, ácidos e básicos.
MATERIAL NECESSÁRIO
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental
Ácido Acético
Ácido Clorídrico
Hidróxido de Sódio
Hidróxido de Amônio
Fenolftaleína
Azul de Bromotimol
Béquer
Tubo de ensaio
Estante para tubos de ensaio
Pipeta
PROCEDIMENTO
Em um tubo de ensaio adicione 1 mL de hidróxido de sódio e 2 gotas de fenolftaleína.
Reserve em um béquer 1 mL de ácido clorídrico e acrescente-o gota a gota ao tubo de ensaio até observar
a alteração.
Em um segundo tubo de ensaio adicione 1 mL de hidróxido de amônio e 2 gotas do azul de bromotimol.
Reserve em um béquer 1 mL de ácido clorídrico e acrescente-o gota a gota ao tubo de ensaio até observar
a alteração.
No terceiro tubo de ensaio adicione 1 mL de hidróxido de sódio e 2 gotas de fenolftaleína.
Reserve no tubo de ensaio menor 1 mL de ácido acético e acrescente-o gota a gota ao tubo de ensaio até
observar a alteração.
PÓS-LABORATÓRIO
1. Equacione as reações descritas nos procedimentos. Classifique os sais obtidos.
2. Pesquise reações de neutralização com a obtenção de sal neutro, hidrogeno-sal e hidróxi-sal, informando a no-
menclatura de reagentes e produtos.
PRÁTICA 11: REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO
33
INTRODUÇÃO
A luz emitida por um elemento químico ocorre no retorno do elétron ao seu orbital de origem. Quando
átomos são aquecidos ou submetidos a uma descarga elétrica, esse fenômeno pode ser observado, por exemplo,
como um vermelho intenso nos luminosos de néon que é ocasionado pela excitação dos átomos de neônio pela
eletricidade, outro exemplo é observado nos fogos de artifício.
OBJETIVOS
Identificar, por meio da cor produzida na chama, alguns cátions;
Observar o fenômeno de emissão luminosa por excitação e correlacionar com o Modelo Atômico de
Bohr;
Verificar a distribuição eletrônica dos elementos;
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
Uma das mais importantes propriedades dos elétrons é que suas energias são "quantizadas", isto é, um
elétron ocupa sempre um nível energético bem definido e não um valor qualquer de energia. Se, no entanto um
elétron for submetido a uma fonte de energia adequada (calor, luz, etc.), pode sofrer uma mudança de um nível
mais baixo para outro de energia mais alto (excitação). O estado excitado é um estado metal-estável (de curtíssima
duração) e, portanto, o elétron retorna imediatamente ao seu estado fundamental. A energia ganha durante a excita-
ção é então emitida na forma de radiação visível do espectro eletromagnético que o olho humano é capaz de detec-
tar. Como o elemento emite uma radiação característica, ela pode ser usada como método analítico. Em geral, os metais, sobretudo os alcalinos e alcalinos terrosos são os elementos cujos elétrons exigem
menor energia para serem excitados. O teste da chama está fundamentado nos princípios do Modelo Atômico de
Bohr, ficando estabelecido que os átomos possuem regiões específicas disponíveis para acomodar seus elétrons –
as chamadas camadas eletrônicas.
MATERIAL NECESSÁRIO
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental
Cloreto de Cálcio
Cloreto de Lítio
Cloreto de Bário
Cloreto de Sódio
Cloreto de Potássio
Sulfato de Cobre
Ácido Clorídrico
Béquer
Fios de níquel-cromo ou platina
Vidro de relógio
Espátula
Bico de Bunsen
PROCEDIMENTO
Acenda o bico de gás até obter uma chama quente de cor azul clara.
Limpe os fios metálicos, mergulhando- os em solução de HCl concentrado, previamente colocada no vi-
dro de relógio, e em seguida, aqueça-os na chama do bico de Bunsen.
Mergulhe o fio limpo na amostra em estudo e observe a coloração da chama.
Limpe cuidadosamente os fios metálicos e repita o processo com as outras amostras.
PRÁTICA 12: IDENTIFICAÇÃO DE METAIS PELO ENSAIO DA CHAMA
34
AMOSTRA COR DA CHAMA OBSERVADA COR DA CHAMA ESPERADA METAL
PÓS-LABORATÓRIO
1. Quais os postulados de Bohr?
2. Estes testes são conclusivos para identificar um elemento? Pode ser aplicado a todos os metais?
3. Quando uma espécie não apresenta coloração ao ser colocada na chama, podemos afirmar que não está ocorren-
do transição eletrônica? Justifique.
4. Pesquise sobre o efeito colorido dos fogos de artifícios.
35
INTRODUÇÃO
O consumo exagerado de bebidas alcoólicas tem se tornando um grande problema. A ingestão habitual de
grandes quantidades de álcool pode causar sérios danos. A fiscalização de trânsito usa de recursos para desvendar
se um motorista está ou não embriagado e um deles é o bafômetro. O bafômetro, denominação técnica “etilômetro”, é um aparelho que permite determinar a concentração de
bebida alcoólica, analisando o ar exalado dos pulmões de uma pessoa. Todos os tipos de bafômetros são baseados
em reações químicas, precisamente reações redox (oxidação-redução).
OBJETIVOS
Consolidar o conceito de número de oxidação (Nox);
Identificar a variação de Nox em reações de oxi-redução;
Conceituar oxidante e redutor;
Relacionar o funcionamento do bafômetro com a variação do número de oxidação.
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
As reações de óxido-redução são aquelas em que a formação de produtos está vinculada a uma transferên-
cia de elétrons entre determinados átomos ou íons das substâncias reagentes fazendo com que o número de oxida-
ção (Nox) de uma substância aumente enquanto o de outra substância diminui. Para se determinar qual espécie de
uma reação química oxidou ou reduziu precisamos determinar a variação do NOX dos átomos na reação sabe-se
que oxidação e redução ocorrem juntas na mesma reação química. Podemos dizer então que em uma reação a substância que perde elétrons e sofre oxidação é designada
agente redutor enquanto a substância que ganha elétrons e sofre redução é designada agente oxidante.
MATERIAL NECESSÁRIO
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental
Dicromato de Potássio
Álcool Etílico
Água
Ácido Sulfúrico
Tubo de Ensaio
PROCEDIMENTO
Comece preparando a solução ácida: dissolva 5g de dicromato de potássio em 50 mL de água e acrescente
24 mL de ácido sulfúrico (com bastante cuidado).
Adicione 5 mL desta solução em um tubo de ensaio.
Acrescente gota a gota de álcool etílico ao tubo de ensaio contendo a solução de dicromato (até que a cor
laranja torne-se verde).
PÓS-LABORATÓRIO
1. Equacione a reação que ocorre no bafômetro?
2. Determine o número de oxidação de cada elemento e identifique o agente redutor e oxidante.
PRÁTICA 13: SIMULADOR DE BAFÔMETRO
36
INTRODUÇÃO
Qual a diferença entre uma bebida destilada e uma fermentada? Tudo se baseia no processo de produção,
onde a bebida poderá ser preparada pelo processo de destilação ou de fermentação. Mas independentemente deste
processo, o composto orgânico que faz com que uma bebida seja classificada como alcoólica é o Etanol. E para obtermos o teor alcoólico nesta bebida faz-se uso de uma Destilação, operação utilizada quer a
nível laboratorial quer industrial, para purificar as matérias primas ou produtos.
OBJETIVOS
Separar o álcool do vinho;
Conhecer as vidrarias necessárias a uma destilação simples.
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
A destilação é a separação de uma mistura que se baseia na diferença de temperatura de ebulição dos
componentes dos materiais. Durante o aquecimento, as substâncias entram em ebulição de acordo com a tempera-
tura atingida e, então evaporam, depois por refrigeração, voltam ao estado inicial e podem ser recolhidas.
O álcool pode extrair-se do vinho por destilação (álcool vínico ou espírito do vinho) ou de qualquer subs-
tância fermentada. Há outros álcoois que se extraem da aguardente do bagaço (álcool propílico) ou da beterraba
(álcool butílico).
MATERIAL NECESSÁRIO
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental
Vinho
Suporte metálico
Manta aquecedora
Balão de destilação
Mangueiras de borracha
Garras metálicas
Condensador
Erlenmeyer
Termômetro
Béquer
PROCEDIMENTO
Monte a aparelhagem para a destilação.
Coloque o vinho no balão de destilação.
Abra com cuidado à entrada de água para o condensador, e depois inicie o aquecimento do balão.
Colete o destilado em um béquer.
Anote a temperatura durante a destilação.
PÓS-LABORATÓRIO
1. Qual a temperatura de ebulição do vinho nesta destilação? Ela é constante durante a ebulição? Justifique.
2. A temperatura de ebulição da substância álcool será a mesma? Justifique.
3. Qual a finalidade da passagem da água no condensador?
4. Qual a propriedade física utilizada, para separar substâncias por meio da destilação?
5. Diferencie destilação simples de destilação fracionada.
PRÁTICA 14: EXTRAINDO ÁLCOOL DO VINHO
37
INTRODUÇÃO
Você pode ficar muitas horas sem beber água. Pode também ficar até alguns dias sem comer. Mas não
aguentará ficar por mais de algumas dezenas de segundos sem o precioso ar. O desagradável é que de todas as
poluições que vivemos nos tempos atuais, a pior é e será sempre a do ar. Somos dependentes do oxigênio contido no ar para respirar, mas este ar está cheio de poluentes que o
contaminam, gerados principalmente pela queima dos combustíveis fósseis (usinas elétricas a carvão e automóveis
movidos à gasolina e a diesel).
OBJETIVOS
Fazer experiências com óxidos para determinar se os mesmos são ácidos, básicos ou anfóteros;
Inferir sobre as características ácidas ou básicas de óxidos pela sua posição na tabela periódica;
Assimilar os conceitos e propriedades dos óxidos.
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
Óxidos são compostos binários, onde um dos elementos é obrigatoriamente o oxigênio. Os óxidos ácidos
são formados geralmente por ametais (sendo neste caso compostos geralmente gasosos) ou por metais com número
de oxidação elevado, apresentando-se como compostos moleculares e, em geral, solúveis em água. Os óxidos bási-
cos na maioria são formados por metais e, portanto, são compostos iônicos. Certos óxidos possuem caráter inter-
mediário entre o iônico e o covalente, possuem comportamento ambíguo, são os óxidos anfóteros e existem os que
não reagem com água formando ácido ou base, os óxidos neutros.
MATERIAL NECESSÁRIO
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental
Álcool Etílico
Azul de Bromotimol
Hidróxido de Sódio
Fenolftaleína
Água Destilada
Óxido de Magnésio
Óxido de Cálcio
Erlenmeyer
Proveta
Béquer
Canudo
Tubo de ensaio
Estante para tubo de ensaio
Balança
PROCEDIMENTO
PARTE I
Meça 25 mL de álcool etílico e transfira para o erlenmeyer.
Adicione 4 gotas do azul de bromotimol e 1 gota de solução 1 mol/L de hidróxido de sódio.
Soprar a solução contida no erlenmeyer.
Anote suas observações.
PARTE II
Coloque 10 mL de água destilada em dois tubos de ensaio.
No tubo 1, adicione 1g de MgO e agite, posteriormente adicione 2 gotas de fenolftaleína em ambos os tu-
bos e observe.
Em dois outros tubos, coloque 10 mL de água destilada. No tubo 3, adicione 1g de CaO e agite, posteri-
ormente adicione 2 gotas de fenolftaleína em ambos os tubos e observe.
PARTE III
Coloque em um béquer cerca de 20 mL de solução aquosa de hidróxido de cálcio.
Adicione a esta solução 2 ou 3 gotas de fenolftaleína;
Com a ajuda de um canudo sopre para a solução e observe.
PRÁTICA 15: PROPRIEDADES DOS ÓXIDOS
38
PÓS-LABORATÓRIO
1. Qual a cor observada quando foi adicionado o azul de bromotimol à solução do erlenmeyer?
2. Qual a cor apresentada quando foi injetado gás carbônico à solução do erlenmeyer?
3. Equacione as reações dos procedimentos 2 e 3, informando o nome das substâncias envolvidas e suas proprieda-
des ácidas ou básicas.
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INTRODUÇÃO
O método científico é uma poderosa ferramenta de trabalho que foi paulatinamente sendo desenvolvida
pelos cientistas, tendo em vista simplificar a abordagem do trabalho investigativo, facilitando o trabalho do pesqui-
sador, procurando racionalizar a utilização de recursos humanos, técnicos e financeiros. Na verdade, o método científico apresenta aplicação universal ao processo de resolução de um problema
qualquer, mas com certeza é mais amplamente utilizado por investigadores, tecnólogos, engenheiros, técnicos e
outros profissionais mais vinculados à área científica, que o aplicam para a resolução de problemas práticos.
OBJETIVO
Identificar as etapas que rege o funcionamento da investigação científica.
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
O método científico é constituído de etapas, colocados numa ordem que acaba por permitir seu uso sem
alterações para quase todas as questões a serem investigadas.
MATERIAL NECESSÁRIO
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental
Refrigerante (sabor limão ou outro que
não contenha corante)
Palha de Aço
Solução de H2O2 (10 volumes)
Béquer
Pipeta
Fita indicadora de pH
PROCEDIMENTO
Meça o pH inicial do refrigerante por meio do papel indicador de pH.
Adicione a palha de aço no refrigerante e a partir daí, acompanhe a evolução visual do experimento.
Após 20 minutos, adicione o peróxido de hidrogênio, por meio da pipeta, no fundo do béquer.
PÓS-LABORATÓRIO
1. Anote todos os pensamentos que surgiram durante a atividade prática.
2. Informe as etapas necessárias à investigação científica e associe-as as suas conclusões observadas durante o
procedimento da atividade.
3. Quando você ouve num anúncio de televisão a expressão “cientificamente comprovado”, o que você pensa a
respeito? Você pensa que o que está sendo afirmado é inquestionável ou apenas que os resultados foram obtidos
através da aplicação do método científico? Ou você levanta ainda a hipótese de que o locutor está se utilizando de
um blefe, tentando vender o seu produto?
PRÁTICA 16: RESOLUÇÃO DE PROBLEMAS E MÉTODO CIENTÍFICO
40
INTRODUÇÃO
A previsão de reações químicas nos diversos processos industriais é de vital importância na rentabilidade
e na sobrevivência de uma indústria ou até mesmo em nosso cotidiano. Nas indústrias, nota-se a preocupação de se
aperfeiçoar produtos e processos para que se tenha a melhor relação custo/benefício possível. No nosso cotidiano, na maioria das vezes, não atentamos para esse conceito, mas ele fica claro, por exem-
plo, ao fazermos um bolo. Normalmente seguimos uma receita, escrita ou que já esteja gravada em nossa memória.
Estes procedimentos que, basicamente, consistem na mensuração e cálculo de quantidade de substâncias envolvi-
das em reações químicas é chamado de estequiometria que deriva do grego stoichea = partes mais simples e me-
treim = medida Na relação da quantidade das substâncias é importante que se conheça as fórmulas, os elementos e a pro-
porção entre esses elementos e substância.
OBJETIVOS
Montar a equação da reação que rege o fenômeno em estudo;
Efetuar o acerto dos coeficientes estequiométricos;
Identificar as partes envolvidas no cálculo estequiométrico;
Efetuar as transformações de grandezas e unidades quando necessário;
Efetuar os cálculos estequiométricos.
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
Estequiometria é o cálculo das quantidades de reagentes e/ ou produtos das reações químicas em mols, em
massa, em volume, número de átomos e moléculas, realizado com base na lei da conservação das massas, na lei
das proporções definidas e na lei das proporções múltiplas. As reações químicas ocorrem sempre obedecendo a uma proporção constante que equivale ao coeficiente
estequiométrico das equações. Assim se um dos reagentes possuir uma quantidade acima da proporção estequio-
métrica, esse reagente estará em excesso, logo o outro será o reagente limitante. O reagente em excesso não parti-
cipa dos cálculos estequiométricos. Sabemos que por diversos motivos na maioria das vezes nem todo reagente se transforma em produto. A
quantidade percentual de material transformado é denominada rendimento da reação. O rendimento teórico de uma
reação é sempre 100%.
MATERIAL NECESSÁRIO
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental
Cloreto de Sódio + Nitrato de Prata
Água
Cromato de Potássio + Cloreto de Bário
Béquer
Pipeta
Papel de filtro
Funil de vidro
Vidro de relógio
Estufa
Balança
Bastão de vidro
Proveta
Bico de Bunsen
PROCEDIMENTO
PARTE I
Pese em um béquer, 0,3 g de cloreto de sódio e dissolva esta amostra em 5 mL de água.
Pese em um béquer 0,3 g de nitrato de prata e dissolva esta amostra em 5 mL de água.
Adicione a solução de cloreto de sódio ao béquer que contém o nitrato de prata. Observe.
Filtre o precipitado usando um papel de filtro previamente tarado.
Coloque o papel de filtro com o precipitado obtido em um vidro de relógio (também tarado) e deixe secar
na estufa.
PRÁTICA 17: ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES
41
Pese o produto. Anote o seu resultado.
PARTE II
Pese 0,80 g de cromato de potássio, transfira para um béquer e adicione 100 mL de água destilada.
Agite com bastão de vidro até a completa dissolução. Aqueça a solução até iniciar a fervura.
Pese 0,60 g de cloreto de bário, transfira para um béquer e adicione 50 mL de água destilada.
Agite com bastão de vidro até completa dissolução.
Adicione a solução de cloreto de bário à de cromato de potássio. Agite a mistura com o bastão.
Pese um papel de filtro. Adapte o papel de filtro ao funil.
Adapte um anel de ferro num suporte e nele coloque um funil de filtração.
Faça a filtração manejando com cuidado para que não haja perda de precipitado. Lave o béquer e o bastão
de vidro com água destilada para remover qualquer resíduo de precipitado.
Lave o precipitado no funil com água destilada. Após completa decantação retire o papel de filtro e colo-
que-o sobre um vidro de relógio. Despreze o filtrado.
Leve o precipitado para secar em estufa à 150ºC, por quinze minutos. Retire o precipitado seco da estufa e
coloque-o para resfriar num dessecador.
Depois de frio, pese o papel de filtro com o precipitado. Anote o peso obtido.
PÓS-LABORATÓRIO
1. Escreva a equação química correspondente a cada procedimento.
2. Qual o produto que precipitou e quanto foi obtido?
3. Qual o rendimento desta sua preparação?
4. Qual foi o reagente limitante?
5. Seu rendimento foi de 100%? Caso contrário, explique por que não obteve um rendimento de 100%.
42
INTRODUÇÃO
Quando se fala em metais necessários para uma vida saudável, todos pensam imediatamente em ferro. No
entanto, existem 14 metais importantes para o ser humano, conhecidos popularmente como sais minerais e estão
presentes nos alimentos. O cálcio é um deles e o mais abundante no organismo. Constitui cerca de 1,5% a 2% do peso do corpo
humano, 99% está nos ossos e dentes e o 1% restante está no sangue e células. No quesito alimentação, é encontra-
do nos derivados do leite de vaca e da soja. Outras fontes são a folha verde escura, como espinafre, brócolis e agri-
ão.
Previne raquitismo, osteoporose, unhas fracas e queda de cabelo; reduz o colesterol; melhora a hiperten-
são arterial e é usado no tratamento contra a obesidade. O excesso provoca a calcificação excessiva dos ossos e
tecidos moles, o surgimento de cálculos nos rins e interfere na absorção de ferro pelo organismo.
OBJETIVOS
Identificar as propriedades dos hidróxidos de metais alcalinos terrosos;
Observar a solubilidade dos sais de metais alcalinos terrosos.
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
Os metais alcalinos terrosos são os elementos químicos do grupo II (2A) da tabela periódica. Apresentam
configuração eletrônica terminada em ns2, ou seja, possuem dois elétrons na camada de valência.
São metais de baixa densidade, coloridos e moles. Reagem com facilidade com halogênios para formar
sais iônicos e com a água (ainda que não tão rapidamente como os metais alcalinos) para formar hidróxidos forte-
mente básicos. São todos sólidos.
O nome alcalino-terroso provém do nome que recebiam seus óxidos: terras. Possuem propriedades básicas
(alcalinas). Apresentam eletronegatividade ≤ 1,3 segundo a escala de Pauling. Este valor tende a crescer no grupo
de baixo para cima.
Todos apresentam dois elétrons no seu último nível de energia (em subnível s), com tendência a perdê-los
transformando-se em íons bipositivos, M 2+
. Esta tendência em perder elétrons, denominada eletropositividade
cresce no grupo de cima para baixo, sendo o menos eletropositivo, o berílio. A reatividade dos metais alcalinos
terrosos tende a crescer no mesmo sentido.
MATERIAL NECESSÁRIO
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental
Óxido de Cálcio
Óxido de Magnésio
Hidróxido de Bário
Fenolftaleína
Cloreto de Magnésio
Cloreto de Cálcio
Cloreto de Bário
Nitrato de Estrôncio
Ácido Sulfúrico
Cromato de Potássio
Tubo de ensaio
Vidro de relógio
Pipeta
Béquer
Proveta
Funil de vidro
Bastão de vidro
Erlenmeyer
Estante para tubo de ensaio
Papel de filtro
Papel indicador de pH
PROCEDIMENTO
PARTE I
Prepare soluções saturadas de óxido de magnésio e óxido de cálcio: adicione ao béquer 25 mL de água
destilada e 1,0 g de óxido de magnésio. Agite bem.
Filtre a mistura tantas vezes quantas forem necessárias, até que tenha obtido um filtrado límpido e trans-
parente.
Repita o procedimento, preparando agora a solução de óxido de cálcio.
Verifique o pH das soluções dos óxidos preparados.
PRÁTICA 18: METAIS ALCALINOS TERROSOS
43
Em 3 tubos de ensaio adicione:
Tubo 1 - 2mL da solução de Mg(OH)2 e 2 gotas de fenolftaleína
Tubo 2 - 2mL da solução de Ca(OH)2 e 2 gotas de fenolftaleína
Tubo 3 - 2mL da solução de Ba(OH)2 e 2 gotas de fenolftaleína
Observe e anote.
Em um vidro de relógio coloque 2 gotas de cada solução e determine o pH.
Hidróxido pH Observação
1
2
3
PARTE II
Adicionar em um tubo de ensaio 3mL de água de cal a 7ml de água destilada (sol. saturada de hidróxido
de cálcio) e 2 gotas de fenolftaleína. Em seguida, adicionar CO2 com o auxilio de uma pipeta soprando a
solução. Observar.
Colocar 4 tubos de ensaio 5mL das soluções diluídas a 5% de MgCl2 , CaCl2 , Sr(NO3 )2 e BaCl2. Adicio-
nar 2 mL de H2SO4 (1M) aos tubos de ensaio. Observar.
Reação Observação
1
2
3
4
Repetir o item anterior, trocando a adição de H2SO4 por adição de K2CrO4
Reação Observação
1
2
3
4
PÓS-LABORATÓRIO
1. Qual o óxido de metal alcalino terroso mais solúvel em água.
2. Qual a solução é mais fortemente básica? Quais os valores de pH obtidos?
3. Qual a função medicinal do óxido de magnésio? Como é conhecida vulgarmente a solução deste óxido?
4. Qual a solubilidade dos hidróxidos dos metais alcalinos terrosos ?
5. Que precipitado se formou após a adição de CO2 à solução de água de cal na presença de fenolftaleína? O que
foi observado quando deu-se continuidade a adição de CO2 na solução contendo o precipitado formado?
6. Quais sulfatos se apresentam solúveis e quais se precipitaram (insolúveis)? Relate o aspecto e a coloração de
precipitado. Escreva as reações.
7. Com relação aos cromatos identifique os que foram solúveis e insolúveis através das reações? Explique o moti-
vo da solubilidade?
44
INTRODUÇÃO
Talvez a popularidade desta família esteja relacionada com a de seus integrantes, o Flúor merece destaque
por ser o elemento mais eletronegativo da Tabela Periódica. Além de ser conhecido em uma visita ao dentista:
aquele gelzinho que tem como objetivo proteger os dentes contra cáries, é sim uma forma do elemento Flúor. O Cloro por sua vez, não fica para trás, se tornou popular em nosso dia a dia. A começar pela água que
tomamos, esta é purificada nas ETA’s (Estações de tratamento de água) graças a este componente da Família dos
Halogênios. O Cloro tem o poder de eliminar micro-organismos patogênicos da água e garantir segurança aos seus
consumidores. Justamente por essa propriedade desinfetante, Cloro também é empregado em limpeza de piscinas.
Quanto ao Iodo, assim como o Cloro, é usado como bactericida. Possui relevada importância no organis-
mo humano, sua carência na alimentação dá origem a problemas de Tireoide. Agora você já sabe por que nosso sal
de cozinha é iodado, o elemento foi acrescentado a este tempero com o intuito de prevenir doenças como o Bócio.
O Bromo é usado em medicamentos e reações orgânicas e seu vizinho, o Astato, se revela o “patinho feio
da turma dos Halogênios”. Em virtude de ser pouco conhecido (foi considerado o elemento mais raro do mundo),
não possui nenhuma aplicação constatada.
OBJETIVO
Verificar, experimentalmente algumas propriedades dos halogênios.
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
O termo “halogênios” vem do grego e significa produtor de sais. A série química dos Halogênios pertence
ao grupo 17 ou 7A da tabela periódica. Todos os constituintes desse grupo possuem 7 elétrons em seu último nível
de energia, tendo que receber um elétron para atingir sua estabilidade química. A principal característica química dos halogênios é seu poder em agir como agentes oxidantes, caracterís-
tica essa que facilita no ganho de elétrons que necessitam para se tornarem estáveis. Por necessitarem de apenas
um elétron para se tornarem estáveis isoladamente, os elementos desse grupamento são altamente eletronegativos e
tendem a formar ligações fortes com metais do grupo 1A (metais alcalinos) e 2A (metais alcalinos terrosos), ge-
ralmente iônicas.
O estado de agregação desses elementos é variado, sendo o Flúor e o Cloro gasosos, o Bromo líquido e, o
Iodo e o Astato sólidos.
MATERIAL NECESSÁRIO
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental
Iodeto de Potássio
Brometo de Potássio
Hipoclorito
Solução de Amido
Tubo de ensaio
Pipeta
PROCEDIMENTO
PARTE I
Coloque num tubo de ensaio cerca de 2 mL de solução 0,1 mol/L de KI e, em outro tubo, igual volume de
solução de KBr 0,1 mol/L.
Adicione respectivamente aos tubos contendo KBr e KI o mesmo volume de solução aquosa de cloro (hi-
poclorito). Que você observa?
Coloque num tubo de ensaio cerca de 2 mL de solução 0,1 mol/L de KI, acrescente 4 gotas da solução de
amido e observe.
PARTE II
Transfira para um tubo de ensaio cerca de 2 mL de solução KI 0,1 mol/L.
Adicione igual volume de solução de KBr 0,1 mol/L. Anote suas observações.
Adicione também 1 mL de solução de amido.
PRÁTICA 19: HALOGÊNIOS
45
Pelo observado, que se pode concluir?
PÓS-LABORATÓRIO
1. Em termos de eletronegatividade, que se pode concluir? A presença de I2 pode ser comprovada pela adição ao
tubo de ensaio correspondente de 4 gotas de solução de amido, que é um indicador para iodo molecular (I2). Amido
em presença de iodo molecular produz composto de cor azul.
2. Qual a ordem de eletronegatividade entre os elementos testados, sabendo que o cloro é o mais eletronegativo?
3. Analisando os resultados do procedimento II, a que conclusão você chega quanto à eletronegatividade destes
elementos?
4. Qual o mais eletronegativo e qual o menos?
5. Como deve variar a eletronegatividade dentro do grupo ou da família dos halogênios?
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INTRODUÇÃO
Sabe aquela coxinha frita deliciosa? Ela não faz só mal à saúde, o óleo usado para fritá-la também faz um
mal enorme para o ambiente. Ele está presente na grande maioria nos lares brasileiros, em alguns serve para temperar, em outros para
fritar, mas seu final geralmente é o mesmo: o ralo da pia ou o cesto de lixo. O óleo de cozinha usado, quando joga-
do diretamente no ralo da pia ou no lixo, polui córregos, riachos, rios e o solo, além de danificar o encanamento em
casa. O óleo também interfere na passagem de luz na água, retarda o crescimento vegetal e interfere no fluxo de
água, além de impedir a transferência do oxigênio para a água o que impede a vida nestes sistemas.
Quando lançado no solo, no caso do óleo que vai para os lixões ou aquele que vem junto com a água dos
rios e se acumula em suas margens, este impermeabiliza o solo, impedindo que a água se infiltre, piorando o pro-
blema das enchentes.
OBJETIVOS
Contribuir para que a reciclagem de óleo se torne uma prática comum e replicável através dos educandos;
Evitar que o óleo de cozinha usado seja descartado na rede de esgoto;
Aprender a produzir sabão caseiro como alternativa para reciclar o óleo de uso doméstico usado.
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
Os óleos utilizados em nossa alimentação são fontes de ácidos graxos que desempenham funções essenci-
ais no organismo tanto para nossa saúde cardiovascular, quanto do nosso sistema imune e reprodutivo. Dois tipos
de ácidos graxos são fundamentais: o linoleico e o linolênico, pois não são fabricados por nosso organismo. Assim,
devem vir obrigatoriamente de fontes alimentares. Os óleos são hidrofóbicos e lipofílicos. Entre as origens dos óleos, temos a vegetal, animal e mineral.
O óleo vegetal é uma gordura extraída de plantas. Apesar de, em princípio, outras partes da planta poderem ser
utilizadas na extração de óleo, na prática este é extraído na sua maioria (quase exclusivamente) das sementes.
MATERIAL NECESSÁRIO
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental
Óleo Saturado
Água
Álcool Combustível
Hidróxido de Sódio
Recipiente de plástico fundo (bacia,
balde)
Colher de madeira
PROCEDIMENTO
PARTE I – SABÃO EM BARRA
Coloque 500 g de soda no recipiente plástico, acrescente 1,5 litro de água.
Mexa bem até dissolver totalmente a soda.
Acrescente mais 1 litro de água e misture.
Em seguida, acrescente 2,5 litros de óleo. O óleo deve ser previamente coado.
Acrescente 1 litro de álcool combustível.
Depois de misturar todos os ingredientes, deixe a mistura descansar de um dia para o outro para endure-
cer.
PARTE II – SABÃO LÍQUIDO
Coloque 250 g de soda no recipiente plástico, acrescente 5 litros de água.
Mexa bem até dissolver totalmente a soda.
Acrescente mais 4 litros de água e misture.
Em seguida, acrescente 1,5 litros de óleo. O óleo deve ser coado.
Acrescente 1 litro de álcool combustível.
Depois de misturar todos os ingredientes, deixe a mistura descansar.
PRÁTICA 20: RECICLANDO O ÓLEO DE COZINHA
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Guarde o sabão em embalagens plásticas.
PÓS-LABORATÓRIO
1. Pesquise sobre os princípios da Química Verde.
2. Quais ações podem ser desenvolvidas no seu ambiente escolar e residencial para reduzir o descarte de resíduos
em ambientes inadequados?
3. Quais os benefícios promovidos pelos ácidos graxos essenciais ao nosso organismo?
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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
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ABC. Santo André – 2011.
APOSTILA QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA EXPERIMENTAL.
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Reação de Precipitação. Universidade Federal da Paraíba – UFPB. Disponível em
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http://www.profpc.com.br/medidas_acidez.htm Acessado 16/02/2012.
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BIO CASTELO; MORAIS, SELENE MAIA DE; COSTA, SÔNIA OLIVEIRA. Práticas de Química: de Lavoi-
sier ao biodiesel. Coleção Programa de Formação Continuada em Serviço na Área de Ciências da Natureza, Ma-
temática e suas Tecnologias.
FELTRE, RICARDO. Química Geral: componente curricular. 6ª Edição. São Paulo. Editora Moderna – 2004.
Volume 1.
LOPES, DANIEL RICARDO XIMENES; ROCHA, DANIEL VASCONCELOS; FILHO, FERNANDO BARROS
DA SILVA; TEÓFILO, JOSÉ WELLINGTON LEITE; FELIPE, RICARDO ARAÚJO; FILHO, TARGINO MA-
GALHÃES DE CARVALHO. Manual de Práticas Laboratoriais: Química. Comissão de Formação e Pesquisa
da SEFOR. Fortaleza – Ceará, 2010.
MAIA, D. Práticas de Química para Engenharias. Campinas, SP: Editora Átomo, 2008. SHRIVER, D. F E
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MATERIAIS HOMOGÊNEOS E HETEROGÊNEOS. Disponível em
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MOBILAB – Manual de Química –Laboratório Interdisciplinar – 2004.
MORA, NORA DÍAZ; SIHVENGER, JOÃO CARLOS; LUCAS, JULIANA FENNER R. Caderno de Práticas
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MORTIMER, EDUARDO FLEURY; MACHADO, ANDRÉA HORTA. Química para o ensino médio. São Paulo.
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50
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Marcos Weyne Gomes Rocha
Maria de Lourdes Eufrásio Lima
Maria do Socorro Braga Silva
Samid Jurandy Coelho Rocha
CAPA
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