Ministério da Educação
Universidade Tecnológica Federal do Paraná
Departamento Acadêmico de Química e Biologia - DAQBi
PR
QUÍMICA IV
UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ
AULA PRÁTICA 01
DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO
MATERIAIS E REAGENTES






4 tubos de ensaio
4 pipetas graduadas de 5 mL
1 espátula
1 proveta de 50 mL
Cloreto de amônio sólido
Frasco lavador

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


Solução de K2CrO4
Solução de K2Cr2O7
Solução de NaOH 1 mol/L
Solução de FeCl3
Solução de NH4SCN
Solução de HCl 1 mol/L
EXPERIMENTO 01
FeCl3 + 3 NH4SCN ⇄ Fe(SCN)3 + 3 NH4Cl
1) Preparação:
a) Em uma proveta de 50 mL, adicionar 2 mL de solução de cloreto de ferro III e 2 mL de solução de
tiocianato de amônio. Observar a coloração.
b) A seguir, completar a proveta com água até 40 mL e homogeneizar.
c) A seguir, adicionar 10 mL da solução resultante em cada tubo numerado de 1 a 4.
2) Deslocamento do equilíbrio
a) Ao tubo 01, adicionar 2 mL de solução de FeCl3, agitar e comparar com a cor da solução do tubo
04.
b) Ao tubo 02, adicionar 2 mL de solução de NH4SCN, agitar e comparar com a cor da solução do
tubo 04.
c) Ao tubo 03, adicionar uma ponta de espátula de NH 4Cl sólido, agitar e comparar com a cor da
solução do tubo 04.
EXPERIMENTO 02
Cr2O7-2 + H2O ⇄ 2 CrO4-2 + 4 H+
1. Preparação:
a) Numerar 4 tubos de ensaio de 01 a 04.
b) Nos tubos 01 e 02 adicionar 2 mL de solução de cromato de potássio e nos tubos 03 e 04 adicionar
2mL de solução de dicromato de potássio.
2. Deslocamento do equilíbrio
a) No tubo 01 adicionar, 2 mL de solução de ácido clorídrico, agitar e comparar com a cor solução do
tubo 02.
b) No tubo 03 adicionar, 2 mL de solução de hidróxido de sódio, agitar e comparar com a cor solução
do tubo 04.
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RELATÓRIO 01
Nome:_________________________________________________Turma:_____
Equipe:
Nome:_________________________________________________Turma:_____
Nota:
Nome:_________________________________________________Turma:_____
Nome do experimento:
1) Quando uma reação reversível atinge o equilíbrio químico?
2) Qual a coloração do tiocianato férrico?
3) Considere a reação do Equilíbrio 01 e complete:
a) Ao se adicionar cloreto férrico, o equilíbrio deslocará para a __________________.
b) Ao se adicionar cloreto de amônio, o equilíbrio deslocará para a _________________.
4) Considere a reação do Equilíbrio 02 e complete:
a) Ao se adicionar ácido clorídrico, o equilíbrio deslocará para a __________________
devido ao aumento da concentração de íons __________________.
b) Ao se adicionar hidróxido de sódio, o equilíbrio deslocará para a __________________
devido ao consumo de íons ____________ por íons ______________
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QUÍMICA IV
AULA PRÁTICA 02
HIDRÓLISE SALINA
MATERIAIS E REAGENTES
2 buretas de 25 mL
 Solução de NaOH 0,1 mol/L
Suporte universal
 Solução de NH4OH
2 pipetas volumétrica de 10 mL
 Solução de CH3COOH
2 copos de Becker de 50 mL
 Solução de fenolftaleína
3 frascos Erlenmeyer
 Solução de metil-orange
2 copos de Becker 50 mL
 Solução de azul de bromotimol
pHmetro
 Pera de sucção
Solução de HCl 0,1mol/L
PR
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
EXPERIMENTO 01 – REAÇÃO DE UM ÁCIDO FORTE COM UMA BASE FRACA - HCl E NH4OH
a) Carregar corretamente a bureta (vermelha) com a solução de ácido clorídrico e zerá-la.
b) Em um Erlenmeyer de 250 mL adicionar com pipeta volumétrica 10 mL de solução de hidróxido de amônio.
A seguir, adicionar aproximadamente 75 mL de água e 2 a 3 gotas do indicador metil-orange.
c) Iniciar a titulação. Adicionar gota a gota a solução do ácido sobre a base. Parar a titulação quando o
indicador mudar de cor (entre a cor amarela e a vermelha) e anotar o volume gasto de ácido.
d) A seguir, levar o Erlenmeyer até o pHmetro e fazer a medição do pH de neutralização.
EXPERIMENTO 02 – REAÇÃO DE UM ÁCIDO FORTE COM UMA BASE FORTE - HCl E NaOH
a) Carregar corretamente a bureta (azul) com a solução de hidróxido de sódio e zerá-la.
b) Em um Erlenmeyer de 250 mL adicionar com a bureta 10 mL de solução de ácido clorídrico. A seguir,
adicionar aproximadamente 75 mL de água e 2 a 3 gotas do indicador azul de bromotimol.
c) Iniciar a titulação. Adicionar gota a gota a solução da base sobre o ácido. Parar a titulação quando o
indicador mudar de cor (entre a cor amarela e a azul) e anotar o volume gasto de ácido.
d) A seguir, levar o Erlenmeyer até o pHmetro e fazer a medição do pH de neutralização.
EXPERIMENTO 03 – REAÇÃO DE UMA BASE FORTE COM UM ÁCIDO FRACO - NaOH E CH3COOH
a) Carregar corretamente a bureta (rotulada) com a solução de hidróxido de sódio e zerá-la.
b) Em um Erlenmeyer de 250 mL adicionar com pipeta volumétrica 10 mL de solução de ácido acético. A
seguir, adicionar aproximadamente 75 mL de água e 2 a 3 gotas do indicador fenolftaleína.
c) Iniciar a titulação. Adicionar gota a gota a solução da base sobre o ácido. Parar a titulação quando o
indicador mudar de cor (entre incolor e vermelha) e anotar o volume gasto de solução da base.
d) A seguir, levar o Erlenmeyer até o pHmetro e fazer a medição do pH de neutralização.
INDICADORES ÁCIDO-BÁSICOS
INDICADORES
Metil-orange
Azul de bromotimol
Fenolftaleína
COLORAÇÃO
Solução Ácida
Solução Básica
vermelha
Amarela
amarela
Azul
incolor
Vermelha
pH de
Transição
3,1 - 4,4
6,0 - 7,6
8,0 - 10,0
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RELATÓRIO 02
Nome:_________________________________________________Turma:_____
Equipe:
Nome:_________________________________________________Turma:_____
Nota:
Nome:_________________________________________________Turma:_____
Nome do experimento:
01. Em relação ao experimento 01, responda o que se pede:
a) Escrever a equação da reação de neutralização que ocorreu no Erlenmeyer.
b) Através da titulação, determinar a concentração, em mol/L, da solução de hidróxido de amônio.
c) O pH de neutralização deste experimento é igual a __________.
d) Como se explica que o pH de neutralização não é neutro?
02. Em relação ao experimento 02, responda o que se pede:
a) Escrever a equação da reação de neutralização que ocorreu no Erlenmeyer.
b) O pH de neutralização deste experimento é igual a ____________.
c) Como se explica que o pH de neutralização é próximo de neutro?
03. Em relação ao experimento 03, responda o que se pede:
a) Escrever a equação da reação de neutralização que ocorreu no Erlenmeyer.
b) Através da titulação, determinar a concentração, em mol/L, da solução do ácido acético.
c) O pH de neutralização deste experimento é igual a ___________.
d) Como se explica que o pH de neutralização não é neutro?
04. Escrever equação da reação de hidrólise dos seguintes sais:
a) NH4Cl
b) CH3COONa
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QUÍMICA IV
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AULA PRÁTICA 03
PILHAS
MATERIAIS E REAGENTES
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
2 béquers de 100 mL
1 tubo em U
Algodão
Voltímetro
Papel de filtro (MP)
Lâminas de cobre
Lâminas de zinco
Lâmina de chumbo (MP)
Lâmina de magnésio (MP)
Solução de CuSO4 1mol/L
Solução de ZnSO4 1 mol/L
Solução de Pb(NO3)2 1 mol/L (MP)
Solução de MgSO4 1 mol/L (MP)
Solução para ponte salina
MP – Mesa do Professor
EXPERIMENTO 01 - Pilha de Daniell ou pilha de Cobre e Zinco
a) Em um copo de Becker, adicionar cerca de 60 mL de solução de sulfato de cobre II e em outro copo de
Becker, adicionar cerca de 60 mL de solução de sulfato de zinco.
b) Limpar as lâminas de cobre e zinco e mergulha-las nas respectivas soluções.
c) Adicionar a solução de cloreto de amônio no tubo em U e fechar as extremidades com algodão. Observar
para não deixar bolhas de ar.
d) Colocar a ponte salina interligando as duas soluções.
e) Ligar um terminal do voltímetro na lâmina de cobre e o outro na lâmina de zinco e fazer a leitura da diferença
de potencial.
EXPERIMENTO 02 - Diferentes tipos de pilhas – Demonstrativa
a) Em um papel de filtro recortado, escrever o símbolo dos metais: Cobre, Zinco, Magnésio e Chumbo, em cada
uma das secções.
b) Limpar as lâminas dos metais e coloca-las no papel de filtro sobre os respectivos símbolos.
c) Umedecer cada secção do papel de filtro com as respectivas soluções.
d) Colocar algumas gotas da solução de cloreto de amônio no centro do papel.
e) Com o auxílio do voltímetro, fazer a combinação das pilhas formadas entre os metais, observando a
diferença de potencial entre elas.
Potenciais normais de redução
++
+ 2e
Mg
+++
+ 3e
Al
Mg
Al
Zn++ + 2e
++
Pb
+ 2e
o
o
2H
o
E = - 2,37 V
+
o
E = - 1,66 V
Cu
Zno
Eo = - 0,76 V
Ag+ + e
o
E = - 0,13 V
Pb
++
+ 2e
+ 2e
o
H2
E = 0,00 V
o
Cu
Ago
o
E = + 0,34 V
Eo = + 0,80 V
o
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RELATÓRIO 03
Nome:_________________________________________________Turma:_____
Equipe:
Nome:_________________________________________________Turma:_____
Nota:
Nome:_________________________________________________Turma:_____
Nome do experimento:
01. Considere a pilha de Cobre e Zinco e responda o que se pede:
a) quem oxida?.
__________________
b) quem é o pólo positivo da pilha?
c) quem é o cátodo da pilha?
_______________________
____________________
d) para onde desloca o fluxo de elétrons?
e) qual a placa que será corroída?
______________________
__________________________
f) haverá aumento da concentração de que íons na solução? ________________________
g) Qual a função da ponte salina?
_____________________________________________
h) qual a tensão da pilha?
____________________
i) qual a reação no cátodo?
__________________________________
j) qual a reação no ânodo?
__________________________________
l) qual a reação total da pilha?
__________________________________
02. Considere uma pilha de Zinco e Chumbo e responda o que se pede:
a) quem reduz?.
________________________
b) quem é o pólo negativo da pilha?
c) quem é o cátodo da pilha?
__________________________
_________________________
d) para onde desloca o fluxo de elétrons?
________________________________
e) qual a placa terá aumento de massa?
_________________________
f) haverá diminuição de que íons na solução?
_______________________________________
h) qual a tensão da pilha?
______________________
i) qual a reação no cátodo?
__________________________________
j) qual a reação no ânodo?
__________________________________
l) qual a reação total da pilha?
__________________________________
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QUÍMICA IV
AULA PRÁTICA 04
ELETRÓLISE
MATERIAIS E REAGENTES

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


Cuba eletrolítica (MP)
Fonte de corrente contínua (MP)
2 tubos de ensaio(MP)
1 espátula (MP)
1 bastão de vidro (MP)
1 copo de bequer de 500 mL (MP)






2 suportes de ferro (MP)
2 garras para tubos de ensaio (MP)
1 tripé (MP)
Cloreto de sódio sólido (comercial) (MP)
Fenolftaleína (MP)
Fósforo (MP)
MP – Mesa do Professor
Eletrólise – é a decomposição de uma substância através da corrente elétrica. Não é uma reação espontânea.
Pode ser de dois tipos:
Ígnea – quando ocorre com o eletrólito fundido.
Aquosa – quando o eletrólito está em solução aquosa.
Prioridade de descarga:
Cátions – outros metais (Cu, Ag, Au, Sn, etc) > H+ > Al > 2A > 1A
Ânions – Não oxigenados (Cl-, Br-, I-) > OH- > F- > oxigenados (SO42-, CO32-,NO3-)
OBS – Na eletrólise:
Cátions – reduzem – perdem elétrons – vão para o pólo negativo – vão para o cátodo.
Ânions – oxidam – ganham elétrons – vão para o pólo positivo - vão para o ânodo
EXPERIMENTO - ELETRÓLISE AQUOSA DO CLORETO DE SÓDIO - demonstrativa
a) Adicionar cerca de ¾ da cuba eletrolítica, a solução de cloreto de sódio.
b) Encher completamente 2 tubos de ensaio com água e invertê-los sobre os eletrodo de grafite da
cuba eletrolítica, com o cuidado de não deixar bolhas de ar.
c) Adicionar algumas gotas de fenolftaleína na solução.
d) Ligar os terminais do circuito elétrico nos eletrodos de grafite e ligar o circuito na tomada elétrica.
e) Observar o desprendimento de gases nos eletrodos e a coloração da fenolftaleína.
Identificação do gás hidrogênio
Combustão - retirar o tubo de ensaio que esta sobre o cátodo e sem invertê-lo, aproximar da
extremidade aberta do tubo, um palito de fósforo aceso. Observar a produção de um estampido.
Identificação do gás cloro
Pelo odor - retirar o tubo de ensaio que esta sobre o anodo e sentir o odor do cloro.
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RELATÓRIO 04
Nome:_________________________________________________Turma:_____
Equipe:
Nome:_________________________________________________Turma:_____
Nota:
Nome:_________________________________________________Turma:_____
Nome do experimento:
1. Deduzir a equação total da eletrólise aquosa do cloreto de sódio:
Ionização/Dissociação Auto-ionização da água Reação no cátodo Reação no ânodo Reação total -
2. Considere a eletrólise aquosa do cloreto de sódio e responda o que se pede:
a) Qual o produto do cátodo? _________________
b) Qual o produto do ânodo? _________________
3. Deduzir a equação total da eletrólise do Na 2SO4 aquoso.
Dissociação do Na2SO4Auto-ionização da água Reação no cátodo –
Reação no ânodo –
Reação total -
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