Colégio João Paulo I
Laboratório de Química
Roteiros de aulas práticas I
Prof.: Cristiano Alfredo Rupp
1
Índice:
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
NORMAS DE SEGURANÇA NO LABORATÓRIO DE QUÍMICA
EQUIPAMENTOS E VIDRARIAS MAIS UTILIZADOS EM LABORATÓRIO
DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DE UM SÓLIDO
PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS E MOLECULARES
POLARIDADE E SOLUBILIDADE DAS SUBSTÂNCIAS
IDENTIFICAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES
REAÇÕES QUÍMICAS I
REAÇÕES QUÍMICAS II
ESTEQUIOMETRIA
REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO
Pág. 3
Pág. 4
Pág. 6
Pág. 7
Pág.8
Pág.9
Pág.10
Pág.11
Pág.12
Pág.13
2
NORMAS DE SEGURANÇA NO LABORATÓRIO DE QUÍMICA
Para um trabalho com segurança e com menores riscos de acidentes,
obedecer as seguintes normas:
1. Trabalhar com seriedade e calma. Não fazer nada apressadamente
e jamais fazer brincadeiras no laboratório. Brincadeiras sempre causam algum
tipo de acidente.
2. Usar um avental (jaleco) durante as atividades práticas. O seu uso é
recomendado por uma questão de higiene e segurança.
3. Executar somente as experiências propostas pelo professor. Jamais
fazer qualquer outra experiência utilizando materiais e reagentes de
laboratório sem a permissão do professor.
4. Nunca provar ou colocar na boca os reagentes e os materiais de
laboratório.
5. Nunca ingerir alimentos no laboratório.
6. Cabelos compridos devem ficar presos ou amarrados.
7. Nunca pipetar qualquer tipo de reagente com a boca. Utilizar um
pipetador (pêra de pipetagem).
8. Nunca tocar os produtos químicos diretamente com as mãos. Utilizar
espátula ou bastão de vidro.
9. Em caso de derramamento de qualquer produto químico lavar bem
as mãos com água corrente e avisar o professor.
10. Nunca inspirar gases e vapores resultantes de experiências e nunca
cheirar diretamente os produtos químicos.
11. Ao aquecer tubos de ensaio contendo qualquer produto químico,
nunca voltar à extremidade aberta do tubo para si ou para outra pessoa.
12. Lavar todo o material de vidro e colocar os resíduos sólidos no lixo
após o término das experiências. Nunca colocar resíduos sólidos na pia.
13. Em caso de quebra de alguma vidraria, não colocar cacos de vidro
no lixo comum. Avisar o professor!
14. Em caso de acidente comunicar imediatamente o Professor!
3
EQUIPAMENTOS E VIDRARIAS MAIS UTILIZADOS EM LABORATÓRIO
OBJETIVOS: Identificar pelo nome os principais materiais de laboratório de
Química. Reconhecer a utilidade e o manuseio corretos de cada
equipamento.
PROCEDIMENTOS: Observar os materiais abaixo e suas devidas aplicações.
Copo de Becker
Bastão de vidro
Erlenmeyer
Proveta
Tubo de Ensaio
Pipeta
4
Agarrador der madeira
Balão de fundo chato
Estante para tubos de ensaio
Balão volumétrico
Capsula de porcelana
Bico de Bunsen
Funil comum
Vidro de relógio
Frasco lavador
Graal e pistilo
5
AULA PRÁTICA DE QUÍMICA No 1
Data: ____/_____/_____
DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DE UM SÓLIDO
OBJETIVOS: Reconhecer as principais unidades de medida da matéria.
Executar cálculos envolvendo massa, volume e densidade.
MATERIAL NECESSÁRIO: proveta de 50 ou 100 mL, água, objetos sólidos
variados (moedas, pedaços de metais, pedras, cristais) balança, pipeta.
PROCEDIMENTOS:
a) Medir exatamente um volume de água na proveta (40 mL). Usar uma
pipeta (gotejando água), se necessário, até a marca, para acertar o volume.
Este é o volume inicial (V1).
b) Pesar na balança eletrônica o objeto sólido escolhido. Anotar a massa do
sólido (m s).
c) Mergulhar cuidadosamente o objeto dentro da proveta. O objeto deverá
ficar totalmente submerso na água. (caso contrário repetir o procedimento).
Anotar o volume obtido (V2).
d) De posse dos resultados, obtidos calcular o volume do sólido (Vs ) e a
densidade do sólido (ds).
ds =
Vs = V 2 - V1
ms
vs
QUESTÕES COMPLEMENTARES:
a) Sabendo que a massa de um sólido é 200 g e que o mesmo ocupa 50 mL.
Qual é a sua densidade em g/mL?
b) O que significa dizer que a água pura apresenta densidade 1g/mL?
c) O mercúrio é um metal líquido a temperatura ambiente que apresenta
densidade igual a 13,6 g/mL. Calcule a massa em gramas que corresponde a
1 litro de mercúrio.
ESPAÇO PARA ANOTAÇÕES:
6
AULA PRÁTICA DE QUÍMICA No 2
Data: _____/_____/_____
PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS E MOLECULARES
OBJETIVO: Constatar as diferenças nas propriedades químicas e físicas dos
compostos iônicos e moleculares, tais como a condutibilidade elétrica, em
meio aquoso, e o ponto de fusão.
MATERIAL NECESSÁRIO: Aparelho para teste de condutibilidade elétrica, copos
de Becker, bastões de vidro, pipetas, espátulas, Bico de Bunsen, tubos de
ensaio, estante para tubos, NaCl, C12H22O11, Cânfora (ou uréia ou naftalina em
pó)
PROCEDIMENTOS:
1ª PARTE: DEMONSTRATIVA – Condutibilidade elétrica - (Executada pelo
Professor!)
De posse de algumas substâncias moleculares e iônicas o professor irá testar a
condutibilidade elétrica das mesmas no estado sólido e dissolvidas em água
destilada. Os alunos anotarão os resultados na tabela abaixo.
SUBSTÂNCIA
Agua destilada
CONDUTIBILIDADE ELÉTRICA: CONDUZ OU NÃO CONDUZ?
NaCl sólido (sal)
NaCl aquoso
C12H22O11 sólido (açúcar)
C12H22O11 aquoso
Vinagre
Suco de limão
Água com sabão
2ª PARTE: EXPERIMENTAL - Ponto de Fusão - (Executada pelos alunos!)
a) De posse de 3 tubos de ensaio secos
- colocar no tubo 1 uma ponta de espátula de NaCl (sal de cozinha)
- colocar no tubo 2 uma ponta de espátula de C12H22O11 (açúcar comum)
- colocar no tubo 3 uma ponta de espátula de cânfora.
b) Ligar o bico de Bunsen e usando agarrador de madeira aquecer
BRANDAMENTE cada um dos tubos tempo suficiente para verificar a fusão dos
cristais. Não aquecer por mais do que 1 minuto. CUIDADO! OS VAPORES
LIBERADOS SÃO INFLAMÁVEIS!!!
c) Anotar os resultados.
Questões para discussão:
a) Por que algumas substâncias moleculares conduzem corrente elétrica em
água e outras não?
7
b) Por que o ponto de fusão das substâncias iônicas é maior do que das
substâncias moleculares?
AULA PRÁTICA DE QUÍMICA No 3
Data: _____/_____/_____
POLARIDADE E SOLUBILIDADE DAS SUBSTÂNCIAS
OBJETIVO: Evidenciar o fenômeno da polaridade molecular. Verificar a
miscibilidade entre algumas substâncias.
MATERIAL NECESSÁRIO: 2 buretas, pisseta, água destilada, éter de petróleo,
bastão de plástico, flanela de lã ou acrílico, 2 copos de Becker, 4 tubos de
ensaio, etanol, 3 pipetas graduadas.
PROCEDIMENTOS:
1ª PARTE: DEMONSTRATIVA – Polaridade - (Executada pelo Professor!)
1. Encher a Bureta 1 com água destilada e a Bureta 2 com éter de petróleo,
ambas colocadas num suporte universal.
2. Deixar correr um pequeno filete de água da bureta 1 dentro de um copo de
Becker.
3. Friccionar um bastão de plástico numa flanela de lã ou acrílico.
4. Aproximar o bastão eletrizado do filete de água e observar o desvio do
mesmo.
5. Fazer o mesmo procedimento com o filete de éter de petróleo da bureta 2.
6. Comparar os resultados.
2ª PARTE: EXPERIMENTAL - Solubilidade - (Executada pelos alunos!)
1- De posse de 4 tubos de ensaio colocar em cada tubo:
Tubo 1: 1mL de água + 1mL de etanol
Tubo 2: 1 mL de água + 1 mL de éter de petróleo
Tubo 3: 1 mL de etanol + 1 mL de éter de petróleo
Tubo 4: misturar o conteúdo do tubo 1 com o tubo 2.
2. Observar e anotar os resultados.
Questões para discussão:
a) Por que os filetes de água e de éter de petróleo tiveram comportamento
diferente diante de um bastão eletrizado?
8
b) Como você explica o fato do etanol ser miscível tanto na água quanto no
éter de petróleo?
AULA PRÁTICA DE QUÍMICA No 4
Data: _____/_____/_____
IDENTIFICAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES
OBJETIVO: Identificar a presença de ácidos e bases em produtos do cotidiano
usando indicadores ácido-base e indicadores de pH.
MATERIAL NECESSÁRIO: pipeta graduada, vidros de relógio ou copos de
cafezinho, papel tornassol azul, papel tornassol vermelho, papel indicador de
pH, solução de fenolftaleína, água destilada, suco de limão, suco de limão,
suco de laranja, alvejante, vinagre, leite de magnésia, água sanitária, água de
cal, solução de HCl, refrigerante e outros produtos de interesse dos alunos.
PROCEDIMENTOS: De posse das soluções a serem testadas, proceda conforme
abaixo com cada uma. Anote os resultados na tabela abaixo.
a) Coloque cerca de 1 mL ou algumas gotas da solução a ser testada num
recipiente adequado (copinhos de cafezinho descartáveis ou vidros de
relógio).
b) Mergulhe uma tira de papel indicador de pH, observe, retire a tira e anote o
valor correspondente na tabela.
c) Mergulhe uma tira de papel tornassol azul, observe, retire a tira e anote o
resultado.
d) Mergulhe uma tira de papel tornassol vermelho, observe, retire a tira e
anote o resultado.
e) Adicione uma gota de fenolftaleína, anote o resultado.
9
TABELA DE DADOS :
Solução
Tornassol
azul
Água Pura
(destilada)
Suco de Limão
ou laranja
Tornassol Fenolftaleína
vermelho
pH
Classificação
da substância
Vinagre
Leite de
Magnésia
Água Sanitária
Água de cal
Solução de HCl
Refrigerante
Solução de
NaCl
AULA PRÁTICA DE QUÍMICA No 5
Data: _____/_____/_____
TÍTULO: REAÇÕES QUÍMICAS I
OBJETIVO: Identificar e equacionar os diversos tipos de reações químicas.
MATERIAL NECESSÁRIO: Erlenmayer de 125 mL, canudinho de refrigerante,
água de cal, fenolftaleína, ácido clorídrico diluído (1:1), proveta de 100 mL
PROCEDIMENTOS:
1. Adicionar aproximadamente 75 mL de água de cal em erlenmayer.
2. Adicionar 2 gotas de fenolftaleína. Observar.
3. SOPRAR com um canudinho (borbulhando dentro do líquido) cerca de 5
minutos ou até a mudança total da coloração (incolor).
4. Adicionar SEM AGITAÇÃO cerca de 2 mL (ou quantidade suficiente) de
ácido clorídrico diluído, observando o desprendimento de bolhas de gás.
10
5. Com a ajuda do professor, equacione as reações ocorridas devidamente
balanceadas e classifique-as.
AULA PRÁTICA DE QUÍMICA No 6
Data: _____/_____/_____
REAÇÕES QUÍMICAS II
OBJETIVO: Identificar e equacionar os diversos tipos de reações químicas.
MATERIAL NECESSÁRIO: 10 tubos de ensaio, pipetas ou conta gotas, soluções
de nitrato de chumbo II, iodeto de sódio, nitrato de prata, cloreto de sódio,
ferrocianeto de potássio ou tiocianato de amônio, cloreto férrico, cloreto de
bário, sulfato de sódio, ácido clorídrico, carbonato de sódio. OBS.: no caso de
falta de tubos de ensaio substituir por copos de cafezinho descartáveis ou
copos de Becker.
PROCEDIMENTOS:
1. De posse de um conjunto de tubos de ensaio, medir cerca de 1 mL (conta
gotas cheio) de cada solução colocando uma solução em cada tubo.
2. Guardar os tubos na estante e identificá-los de acordo com a solução.
Tubo 1 = nitrato de chumbo II
Tubo 2 = iodeto de sódio
Tubo 3 = nitrato de prata
Tubo 4 = cloreto de sódio
Tubo 5 = ferrocianeto de potássio ou tiocianato de amônio
Tubo 6 = cloreto férrico
Tubo 7 = cloreto de bário
Tubo 8 = sulfato de sódio
Tubo 9 = ácido clorídrico
Tubo 10 = carbonato de sódio
2. Misturar o conteúdo dos seguintes tubos, vertendo um dentro do outro:
a) Tubo 1 + Tubo 2
b) Tubo 3 + Tubo 4
c) Tubo 5 + Tubo 6
d) Tubo 7 + Tubo 8
e) Tubo 9 + Tubo 10.
3. Anotar todas as observações.
4. Escreva as equações químicas balanceadas das reações ocorridas em
cada tubo.
11
AULA PRÁTICA DE QUÍMICA No 7
Data:____/_____/_____
ESTEQUIOMETRIA
OBJETIVOS: Executar procedimentos de laboratório, equacionar reações
químicas e efetuar cálculos estequiométricos.
MATERIAL NECESSÁRIO: Erlenmayer, proveta, pipeta graduada, canudinhos de
refrigerante, solução de fenolftaleína, água de cal, solução de ácido clorídrico
1:1.
PROCEDIMENTOS:
Reação 1:
1. Adicionar num Erlenmayer cerca de 50 mL de água de cal (Ca(OH)2).
2. Adicionar 2 gotas do indicador fenolftaleína agitar e observar.
3. Introduzir um canudinho na solução e soprar (borbulhando dentro do
líquido) por cerca de 2 min. Observar.
4. Continuar soprando até mudança total da coloração. Reservar a solução
para fazer a Reação 2.
5. Equacione a reação ocorrida, devidamente balanceada.
6. Calcule o volume de CO2 que deve ser soprado, nas CNTP, a fim de obter
1Kg de CaCO3
(Massas atômicas: Ca=40, C=12, O=16)
Reação 2:
1.Adicionar lentamente, pelas bordas do frasco, sem agitar, cerca de 10 mL
de ácido clorídrico ao Erlenmayer obtido na Reação 1.
2.Aguardar cerca de 1 minuto e observar.
3.Equacione a reação ocorrida, devidamente balanceada.
4. Calcule o número de moléculas de gás carbônico liberadas pela reação de
182,5 g de HCl.
(Massas atômicas: H=1, Cl=35,5)
Questões para discussão:
a) Por que a água de cal fica com a cor rósea, quando se adiciona
fenolftaleína?
12
b) Por que a coloração da água de cal muda depois de algum tempo
soprando o ar dos pulmões dentro dela?
AULA PRÁTICA DE QUÍMICA No 8
Data: ____/_____/_____
REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO
OBJETIVOS: Executar operações de laboratório e reconhecer as reações
químicas de Oxi-redução, identificando os agentes oxidantes e redutores.
MATERIAL NECESSÁRIO: tubos de ensaio, estante para tubos, béquer de 100
mL, proveta de 100 mL, chapas de zinco metálico, lixas para metal, palitos de
madeira, clorato de potássio p.a., solução de sulfato de cobre II, bico de
Bunsen, fósforos, capela com exaustão, agarrador de madeira.
PROCEDIMENTOS:
REAÇÃO I –Decomposição do Clorato de Potássio e Combustão da madeira
a) Colocar uma ponta de espátula de KClO3 num tubo de ensaio SECO.
b) Aquecer suavemente o tubo até a fusão do sal e levar imediatamente para
a capela.
c) Com a exaustão ligada, adicionar um palito de madeira em brasa e
observar.
REAÇÃO II – Reação do zinco com sulfato de cobre aquoso
a) Lixar a chapa de zinco até remover a camada superficial de óxido.
b) Adicionar num copo de Becker cerca de 80 mL de solução de sulfato de
cobre II.
c) Mergulhar a chapa de zinco (a parte que foi lixada!)) na solução de sulfato
de cobre II, agitar a chapa dentro da solução por 1 minuto e observar.
QUESTÕES:
1) Equacione a reação de decomposição do clorato de potássio, que produz
cloreto de potássio e oxigênio gasoso, devidamente balanceada. Indique
qual elemento sofreu oxidação e qual sofreu redução.
2) Equacione a reação de combustão completa da glicose (C6H12O6), que é o
principal componente da madeira (na forma de celulose). Indique qual
elemento sofreu oxidação e qual sofreu redução. Indique também o agente
redutor e o agente oxidante.
3) Equacione a reação de simples troca entre o Zinco metálico e o Sulfato de
Cobre (CuSO4), indicando qual elemento se oxidou e qual se reduziu.
4) Nas reações abaixo (não balanceadas) determine o agente oxidante e o
agente redutor e faça o balanceamento das mesmas usando o método da
oxi-redução.
13
a) Na + Cl2 → NaCl
b) CH4 + H2O → CO2 + H2
c) NH3 + O2 → NO + H2O
d) As + HNO3 + H2O → H3AsO4 + NO
e) Cl2 + SO2 + H2O → HCl + H2SO4
14