Aula laboratório Química Geral Experimental

Aula Preparação
Práticas 1, 2 e 3
Transformações Químicas
Profa. Débora Alvim

PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES E
DETERMINAÇÃO DO TEOR DE AÇÚCAR EM
BEBIDAS COMERCIAIS
➢ Preparar 11 soluções de açúcar em água
destilada na faixa de 0 a 20% em massa de
açúcar.
➢ Neste experimento vamos utilizar 0%, 2%,
4%, 6%, 8%, 10%, 12%, 14%, 16%, 18% e 20%.

➢ Pesar em uma balança analítica com
ajuda de um béquer pequeno as quantidades
de 1g, 2g, 3g, 4g, 5g, 6g, 7g, 8g, 9g e 10g de
açúcar respectivamente seguindo a ordem da
massa de açúcar.

➢ Em seguida adicionar uma pequena
quantidade de água destilada no béquer onde
está o açúcar e com ajuda de um bastão
de vidro misturar a solução para o açúcar
dissolver até a solução ficar homogênea.
 Transferir a solução homogênea para um
balão volumétrico de 50 mL e acrescentar
mais água destilada completando 50 mL

➢ Com a ajuda de pipetadores e pipetas
volumétricas medir 10,00 mL de cada solução
de água com açúcar e colocar em um béquer
(20 a 50 mL).
 Logo em seguida pesar cada uma das
massas, abaixo veja o resultado das medidas:

➢ Fazer uma tabela como a do exemplo abaixo:

2° Parte Experimental – Determinação da
concentração de sacarose
➢ Em um béquer adicionar 40 mL de Coca-
Cola normal e em outro béquer adicionar 40
mL de Coca-Cola Zero Açúcar.
➢ Fazer o processo de desgaseificação, que
é o processo de eliminação de gás de um
sistema por aquecimento, vácuo, absorção,
adsorção ou qualquer outro procedimento físico
ou químico.

➢ Ao finalizar a desgaseificação fazer a
pesagem da massa, com o auxílio de uma
pipeta volumétrica e um pipetador coletar 10 mL
de cada amostra de Coca -Cola normal e Zero,
pesar a massa e obter os seguintes resultados:

➢ Gráfico representando teor (%) de açúcar em
água destilada.

➢ Para descobrir o teor (%) de açúcar em
cada um dos refrigerantes, é necessário usar a
equação gerada pela curva analítica da
densidade em função do teor (%) de açúcar n
o gráfico anterior, sendo ela:

➢ Sendo y= ρ de cada amostra e x = % de teor
de açúcar para cada amostra. Para Coca-Cola
Normal encontramos,
e Para Coca-Cola Zero Açúcar encontramos, .

Aula laboratório Química Geral Experimental

➢ A partir da densidade e percentual de
sacarose nos refrigerantes calcule a concentração
de sacarose em gramas por litros e em mol/L

O Que é Química?
Química é uma Ciência
Experimental que estuda
a estrutura, composição e
a transformação da
matéria.

CINÉTICA
LUMINOSA
TÉRMICA
ELÉTRICA
MAGNÉTICA
UNIVERSO = MATÉRIA + ENERGIA
Capacidade de
realizar trabalho.
TERRA
ÁGUA
AR
MADEIRA
OURO
Tudo aquilo que tem massa
e ocupa lugar no espaço.

OBJETO: CORPO COM FUNÇÃO DEFINIDA
CORPO: PORÇÃO LIMITADA DE MATÉRIA
MATÉRIA: TUDO O QUE MASSA E OCUPA UM LUGAR NO ESPAÇO.

A matéria é constituída por partículas muito pequenas
denominadas átomos.
1 grão de areia (1mm) / 10.000.000 = tamanho de um
átomo
Os átomos apresentam vários tipos diferentes, chamados
também de elementos químicos. Ex: hidrogênio, oxigênio,
ouro, sódio, etc.

A matéria é caracterizada por suas propriedades,
podendo ser:
GERAIS (extensivas): quando são comuns a toda
espécie de matéria, não importando quais as
substâncias a compõem.
ESPECÍFICAS (intensivas): quando dependem das
substâncias que a formam, permitindo assim
identificar e diferenciar os diversos materiais.

Propriedades Gerais
• Extensão
• Inércia
• Massa
• Impenetrabilidade
• Divisibilidade
• Compressibilidade

EXTENSÃO
É o espaço ocupado por um corpo. Denominamos
volume a medida deste espaço.
Utilizamos vários produtos
comercializados em unidades de medida
de volume – como litros e mililitros.

INÉRCIA
É a propriedade segundo a qual um corpo tende
a permanecer na situação em que está, resistindo à
variação de seu estado – seja em repouso, seja em
movimento – até que uma força atue sobre ele.
A bola tende a permanecer
parada até que alguém
chute.
Após o chute, a bola tende a permanecer
em movimento, parando quando sofre a
ação da força de atrito do solo.

MASSA
É a quantidade de matéria existente nos
corpos. Também pode ser definida como a
medida da inércia de um corpo.
Muitos produtos são
adquiridos em
massa
Quanto maior for o corpo, maior
a dificuldade em movimentá-lo,
portanto, maior será sua inércia.

IMPENETRABILIDADE
Dois corpos não podem ocupar ao mesmo tempo o
mesmo lugar no espaço.

DIVISIBILIDADE
É a propriedade segundo qual a matéria
pode ser dividida em porções menores.
O almofariz e o pistilo são
instrumentos usados em
laboratório para macerar sólidos.

COMPRESSIBILIDADE
A matéria pode ser comprimida, sofrendo
redução do seu volume se aplicarmos sobre ela
uma força, ou seja, exercermos pressão sobre ela.

Propriedades específicas
• Propriedades organolépticas
• Propriedades físicas
• Propriedades químicas
• Propriedades funcionais
É importante ressaltar que analisando as
propriedades especificas, é possível identificar
uma substância desconhecida.

Propriedades organolépticas: são aquelas que
podem ser detectadas pelos órgãos dos
sentidos: cor, brilho, odor e sabor.
Cor: está relacionada com a luz que ele reflete
quando iluminado pela luz branca.

Brilho: depende de como o material reflete a luz.

Odor: As substâncias podem ser inodoras (sem
cheiro), ou odoríferas.
Nunca devemos cheirar substâncias desconhecidas,
pois muitas liberam vapores tóxicos que podem
provocar náuseas, tonturas e mal estar geral.

• Sabor: Algumas substâncias são
conhecidas pelo seu sabor característico.
• Ácidos comestíveis: ácido cítrico/ ácido
acético (vinagre)
• Açúcares: frutose e sacarose
• Amargo: quinino, boldo
• Adstringente: caju e banana verde
(amarra a boca)
• O sabor no entanto não pode ser usado
pelos químicos para identificar
substâncias desconhecidas, pois elas
podem ser tóxicas e venenosas.

Propriedades físicas: são elas estados físicos,
dureza, maleabilidade, ductibilidade, densidade e
solubilidade.
1) ESTADOS FÍSICOS DA MATÉRIA:

DUREZA: é a resistência de um material ao ser riscado
por outro ou sofrer desgaste quando atritado com
outro material.
O material mais duro é aquele que consegue fazer
um sulco em outro material.
É o material de maior dureza e
só pode ser riscado por outro
diamante.
Broca feita com diamante
industrial, para perfurar
materiais como vidro, granito,
aço rochas.

MALEABILIADE: é a capacidade que a matéria
tem de ser moldada ou transformada em
lâminas ou chapas finas para produzir diversos
objetos.
Comum a maioria dos metais.
O ouro é o metal mais maleável que existe.

DUCTIBILIDADE: é a propriedade que alguns
materiais apresentam de serem transformados
em fios.
Alguns metais são dúcteis.
Utilizados em circuitos elétricos
O fio de ouro é utilizado em
tratamento estéticos.

DENSIDADE: é a propriedade que relaciona a massa
de um corpo com o volume que essa massa ocupa.
Também chamada da massa específica da matéria.
d= densidade
m= massa (g, kg, mg)
V= volume (L, mL, cm³, m³)
Relação entre massa e volume
de materiais a 25ºC
Bloco Massa (g) Volume
(cm3
)
1 193,0 10,0
2 193,0 16,9
3 96,5 5,0
4 57,0 5,0
Os blocos são do
mesmo material, ou
seja, formado pela
mesma substância?

PROPRIEDADES FUNCIONAIS
 Hidrocarbonetos são inflamáveis.
 Os ácidos têm sabor azedo.
 Os sais fundidos conduzem corrente elétrica.
As propriedades funcionais são aquelas
apresentadas por um grupo de
substâncias, chamado função química .

FENÔMENO QUÍMICO
Combustão do álcool etílico
H3C- CH2- OH + 3O2  2CO2 + 3H2O
Reagentes
Produtos
 O fenômeno químico transforma a
natureza íntima da matéria.

FENÔMENO FÍSICO
SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO
SUBLIMAÇÃO
FUSÃO
CONDENSAÇÃO
VAPORIZAÇÃO
SOLIDIFICAÇÃO
Estados físicos da matéria
 O fenômeno físico não altera a natureza da matéria

Concentração comum:
inclui apenas
a massa do soluto.
Densidade:
inclui a massa
da solução.

1. Um pedaço de cobre tem uma massa de
57,54 g. Ela tem 9,36 cm de comprimento,
7,23 cm de largura e 0,95 mm de
espessura. Calcule a densidade (g cm-3
).

2. Quando se deixa cair uma peça de metal
de massa 3,60 g em um cilindro graduado
contendo 8,3 mL de água, o nível da água
sobe para 9,8mL. Qual a densidade do
metal (em gramas por centímetro cúbico
cm3
).

3. Deseja-se preparar 1 litro de solução de
ácido sulfúrico de concentração 49 g L-1
.
Qual o volume de ácido sulfúrico
concentrado a 98% em massa e
densidade 1,84 g/mL que devemos usar?

Forças
Intermoleculares
ligação de
hidrogênio
interações
dipolo-dipolo
forças de
dispersão
OBJETIVO: Neste experimento, o tipo e a dimensão das forças
intermoleculares serão inferidos com base nas observações das
propriedades físicas das substâncias a serem investigadas.

FORÇAS INTERMOLECULARES
Parte 1 - 2 frascos com etanol e glicerol
(glicerina). Não é preciso remover a tampa dos
frascos. Faça testes agitando os frascos e análise
o comportamento dos fluidos. Compare o tempo
com que o líquido retorne ao repouso e também
compare a dificuldade de mover o fluido
rapidamente.

 Desenhe a fórmula estrutural de cada
composto Etanol C2H5OH Glicerina
C3H5(OH)3
 Quantas ligações de hidrogênio cada
composto pode fazer? etanol = _____
glicerina = ______

 Identifique o líquido em cada frasco e justifique
(dica: relacione suas observações com o número
de ligações de hidrogênio). Descreva como a
viscosidade (a resistência de um líquido a fluir)
está relacionada às forças intermoleculares. Um
líquido viscoso teria forças intermoleculares fortes
ou fracas? O composto com maior potencial de
ligação de hidrogênio teria uma viscosidade baixa
ou alta?
A = ___________ B = ___________

Parte 2 - Temos agora amostras C e D que
apresentam apenas forças de dispersão. Com
base no estado físico, compare as forças de
dispersão entre as moléculas destes compostos.

1. Estas duas amostras são hexano ou parafina.
Desenhe uma possível formula estrutural
Hexano C6H14 Parafina C18H38
2. Identifique agora as amostras e justifique com
base nas estruturas e em relação às forças
intermoleculares. C = _____ D = _______
3. Como o tamanho afeta as forças de dispersão?
Como essas forças ocorrem?

PARTE 3 – Transfira aprox. 2 mL de água e etanol
em dois tubos de ensaios rotulados. Com auxílio
de uma pipeta, conte quantas gotas de cada
líquido seu grupo consegue colocar sobre a
moeda de 5 centavos. Use uma pipeta para cada
líquido.
No. de gotas de água:______ No. de gotas de
etanol: _____

Com base nos tipos de forças intermoleculares e
no conceito de tensão superficial, justifique a
diferença de número de gotas obtido nos dois
líquidos.

PARTE 4 – Na capela (se possível). Coloque o
papel de filtro em uma placa de petri ou em um
vidro de relógio.
Em seguida, coloque uma gota de cada um dos 3
líquidos (amostras E, F, G) em pontos diferentes do
papel e meça o tempo para que evapore
totalmente. Os líquidos são água, isopropanol e
metanol. Indique na tabela o tempo relativo que
cada gota de cada líquido evaporou (rápido, médio,
lento).

Identifique os líquidos e justifique a escolha
relacionando a taxa de evaporação com a estrutura
e as forças intermoleculares. Qual substância
apresenta forças intermoleculares mais fracas?
Justifique. E = ___________ F = ___________
G = ___________

Desenhe as estruturas dos três líquidos estudados
nesta parte: Isopropanol (C3H8O)
Metanol (CH3OH)
Água

Profª Helena Lança
Molécula de hidrogênio: H2
Molécula de Flúor: F2
ligantes não ligantes
Ligações Covalentes

• Molécula de oxigénio: O2
• Molécula de azoto: N2
Ligações Covalentes

• Molécula de oxigénio: O2
• Molécula de azoto: N2
Ligações Covalentes Coordenadas

• se apresentam no estado sólido, líquido e
gasoso;
• possuem pontos de fusão e ebulição
geralmente baixos se comparados com os
iônicos;
• não conduzem corrente elétrica, exceto quando
sofrem ionização, por ex. H2O;
• a maioria dos compostos moleculares são
solúveis em solvente orgânico
Características dos
Compostos Moleculares

• É uma propriedade periódica que mede a tendência
de um átomo, de uma ligação química, em atrair
elétrons.
• átomos identicos: molécula covalente não-polar ou
apolar.
• átomos diferentes: molécula denominada covalente
polar.
Eletronegatividade

Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de
0,7 (Cs) a 4,0 (F).
Eletronegatividade

A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma
medida da polaridade de ligação:
 as diferenças de eletronegatividade próximas a 0
resultam em ligações covalentes apolares
(compartilhamento de elétrons igual ou quase igual);
resultam em ligações covalentes polares
(compartilhamento de elétrons desigual);
resultam em ligações iônicas (transferência de
elétrons).
Polaridade da Ligação e
Eletronegatividade

• Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação.
• A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação
polar é representada por + e o polo negativo por
-.
Polaridade da Ligação e
Eletronegatividade

POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
 Definição: acúmulo de cargas elétricas iguais em
regiões distintas da ligação – pólos.
 Ligações iônicas: são fortemente polarizadas,
cada íon define um pólo da ligação.
+
_

Polaridade das Ligações
 Ligações covalentes: é função da diferença de
eletronegatividade entre os átomos da ligação.
Classificação:
- Apolar: formadas por átomos de eletronegatividades
iguais, a nuvem não se deforma.
- Polar: formadas por átomos de eletronegatividade
diferentes, a nuvem se deforma.
Obs. Quanto maior a diferença de eletronegatividade
entre os átomos maior a polarização.

POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
 Definição: acúmulo de cargas elétricas em regiões
distintas da molécula, sua força depende da polaridade
das ligações e da geometria molecular.
 Momentum dipolar: é o vetor que orienta a
polaridade da ligação, pólo positivo para o negativo.
Ex: H  Cl

 Momentum dipolar resultante (r): vetor que
define a polaridade da molécula, soma dos vetores.

Polaridade das Moléculas
 Molécula apolar: momentum dipolar (r) = zero.
Ex: molécula do gás carbônico – CO2.
 
O = C = O  O  C  O  r = Zero
 Molécula polar: momentum dipolar (r)  zero.
Ex: molécula da água – H2O.
O
H H
 O  r  Zero
(polar)
H H

Polaridade das Ligações
Ligação covalente apolar:
Ligação covalente polar:
H2 
HCl 
H H
H Cl
+
-

1) Ligação Covalente Apolar: Ocorre entre
átomos iguais. Dessa forma, os átomos
possuem mesma eletronegatividade e atraem,
consequentemente, o par eletrônico
compartilhado com a mesma intensidade.
Ex.: H2, O2, N2
H H
O par eletrônico é equidistante
aos dois núcleos

2) Ligação Covalente Polar: Ocorre entre átomos
diferentes. Dessa forma, o átomo que possui maior
eletronegatividade atrai o par eletrônico
compartilhado com maior intensidade.
Ex.: HCl. O par eletrônico fica mais próximo do cloro
pois este átomo atrai mais fortemente os elétrons da
ligação covalente (porque é mais eletronegativo).
H Cl
+  -
A ligação forma
um dipolo elétrico

Obs. Quanto maior a diferença de
eletronegatividade entre os átomos maior a
polarização.
F  O  N = Cl  Br  I = S = C  P = H  metais
A cada ligação covalente polar
corresponde um dipolo elétrico. Serão tantos
dipolos, quantas forem as ligações polares.

As ligações polares e os dipolos formados
serão tanto maiores, quanto maior for a diferença
de eletronegatividade entre os átomos ligantes.
Ex: H-F > H-Cl > H-Br > H-I
H2O > H2S
Representação do dipolo = vetor momento dipolar
 

Exercícios:
1. Os tipos de ligações dos compostos LiF, SCl2 e Cl2 são,
respectivamente:
a) covalente apolar, covalente polar e iônica.
b) iônica, covalente apolar e covalente apolar.
c) covalente polar, iônica e covalente
apolar. d) covalente apolar, iônica e
covalente polar. e) iônica, covalente
polar, covalente apolar.
2. Dos solventes abaixo, o mais indicado para dissolver
enxofre (S8) é:
a) H2O(água) d) CS2 (dissulfeto de carbono)
b) C2H5OH (álcool etílico) e) C3H8O3 (glicerina)
c) HCCl3 (clorofórmio)

As forças Intermoleculares
Como você explica o
fato de uma mesma
substância poder se
apresentar na forma
sólida, líquida e
gasosa?
 É a intensidade da força entre
as moléculas .

Importante:
 Quanto menos intensas forem as forças
intermoleculares, mais volátil será a substância
e menor será sua temperatura de ebulição.

• A coesão da matéria nos estados físicos, sólido,
líquido e gasoso é consequência da atração entre
moléculas através das ligações intermoleculares
(ligação entre moléculas).
Aumento da intensidade das forças intermoleculares

• As ligações intermoleculares são mais fracas do que
as ligações interatômicas (ligações entre átomos que
constituem as moléculas).
O
H
H
H
H
O
O
H
H
Clica Enter

Forças intermoleculares mais fortes
Maior ponto de fusão
O
H
H
O
H
H
Clica Enter

Quanto mais fortes as ligações
intermoleculares, maior será a energia posta em
jogo para romper as ligações entre moléculas, de
forma que se dê a mudança de estado físico.
O
H
H
O
H
H

Moléculas
• As unidades constituintes da
estrutura são moléculas.
• As moléculas podem ser
polares ou apolares.
• As ligações químicas que se
estabelecem entre as
unidades constituintes da
estrutura são ligações
dipolo-dipolo e ligações de
London.

Ligações (intra)moleculares ou intermoleculares?
No presente momento, nossa ênfase é dada às ligações intermoleculares.

LIGAÇÕES INTERMOLECULARES
 Tipos de ligações intermoleculares:
1) Ligação Dipolo – Dipolo: ocorrem entre as
moléculas polares.
2) Ligação de Hidrogênio: ocorrem entre moléculas
fortemente polarizadas, quando o H se encontra ligado aos
átomos de F, O e N.
3) Ligação Dipolo Induzido – Dipolo Induzido:
ocorrem entre as moléculas apolares.
4) Ligação Dipolo – Dipolo Induzido: ocorrem entre as
moléculas polares e moléculas apolares.

Ligações dipolo-dipolo
• As ligações dipolo-dipolo estabelecem-se entre moléculas
polares ( R  0 ).
Clica Enter

Dipolo- Dipolo
• São características de moléculas
polares.
• As moléculas de alguns materiais,
embora eletricamente neutras, podem
possuir um dipolo elétrico
permanente. Devido a alguma
distorção na distribuição da carga
elétrica, um lado da molécula e
ligeiramente mais "positivo" e o outro
é ligeiramente mais "negativo". A
tendência é destas moléculas se
alinharem, e interagirem umas com
as outras, por atração eletrostática
entre os dipolos opostos. Propriedades Físicas

Dipolo – Dipolo
• O oxigênio é mais
eletronegativo que o
carbono. Isto torna a
ligação C-O polar.
Propriedades Físicas
-

-

-

 +  +
 +  +
 +  +
H3C CH 3
O
H3C CH 3
O
O
CH 3
H3C

Pontes de Hidrogênio
• Ocorre quando existe um
átomo de H deficiente em
elétrons e um par eletrônico
disponível (principalmente em
grupos -OH e -NH ).
H
H
O
H
H
O
H H
O
H H
O
O
H
H

Ligações de Hidrogênio
O
H
H
H
H
O
O
H
H

+

-

+

+

+

+

+

-

-
Clica Enter
 A ligação de H ( Hidrogênio ) é um caso particular da ligação diplo-dipolo.
 As ligações de H estabelecem-se entre átomos pequenos e com
eletronegatividades altas (F , O e N) e o átomo de H.

• O que condiciona a diferença no estado físico destas
substâncias são as ligações de H que se
estabelecem entre as moléculas de água. Entre
moléculas de H2S não se estabelecem ligações de H.
H
H
H
H O
S
Gás ( 25º C ) Liquido ( 25º C )

• Entre moléculas de H2S estabelecem-se
ligações dipolo-dipolo.
H
H
H
H
S S
Clica Enter

Forças Intermoleculares
Pontes de Hidrogênio
• Ligação Hidrogênio: ocorre
entre átomos de hidrogênio
ligados a elementos como o
oxigênio, flúor ou
nitrogênio, com átomos de
O, N ou F de outras
moléculas. Esta interação é
a mais intensa de todas as
forças intermoleculares

Ligações de Hidrogênio
• É necessário fornecer mais energia à água para
romper essas ligações ( Hidrogênio ), daí , o seu
ponto de ebulição ser maior.
O
H
H
H
H
O
O
H
H

+

-

+

+

+

+

+

-

-

Dipolo Induzido ou Força de London
• Acontece em moléculas APOLARES.
• Em média , a nuvem eletrônica distribui-se de uma
forma esférica à volta do núcleo.
• O movimento do elétron, provoca num
determinado instante um dipolo instantâneo.
A
Molécula
apolar
Dipolo
instantâneo
+
-

• Esta polarização é induzida à moléculas vizinhas,
resultando daí forças de atração entre moléculas.

• A ligação de London depende :
- do número de elétrons;
- do tamanho da molécula;
B
Molécula
apolar
Dipolo
instantâneo
+ +
-
-
-
Dipolo
induzido
A A B
Clica Enter
+

À medida que o raio atómico aumenta (aumento
do nº de elétrons) as forças de dispersão de
London são mais fortes, daí que, à temperatura
ambiente o flúor e o cloro são gases, o bromo é
líquido e o iodo é sólido.
9 F ; 17 Cl ; 35 Br ; 53 I

Forças dipolo permanente – dipolo induzido
São forças entre moléculas polares e
apolares. Surgem porque, em dado
momento, a região densa de elétrons da
molécula apolar sofre distorção, devido à
força exercida pela molécula polar,
levando à formação de um dipolo
induzido.

Dissolução de oxigênio em água é pequena, pois as
forças de interação dipolo permanente-dipolo induzido
são fracas.

Forças íon-dipolo
A interação entre um íon e um dipolo (exemplo, NaCℓ +
H2O).
É a mais forte de todas as forças intermoleculares.

Forças Intermoleculares e as
Propriedades PF e PE
 Dois fatores influem nos PF e PE:
1) Ligações intermolecular: quanto maior a
intensidade das forças de ligação, maiores os PF e
PE da substância.
Ordem crescente da intensidade de interação:
Dipolo induzido < dipolo – dipolo < ligação de H
2) O tamanho das moléculas: quanto maior o
tamanho das moléculas, maiores o PF e PE da
substância.

Forças Intermoleculares e as
Propriedades PF e PE
 Exemplos:
PE
Tamanho da molécula
100
0
- 100
H2O
H2S H2Se
H2Te
PE
Tamanho da molécula
CH4
SeH4
GeH4
SnH4

Tensão superficial?
ligações de H

O u t r o s f e n ô m e n o s (m o d e l o ) . . .
A solubilidade de
uma substância
em outra
depende de
interações entre
moléculas
vizinhas.

O u t r o s f e n ô m e n o s (m o d e l o ) . . .

A intensidade das forças intermoleculares reflete-
se nas propriedades físicas das substâncias.
De um modo muito geral
Maiores forças intermoleculares
Maiores pontos de ebulição
Maiores viscosidades
Maiores energias de
vaporização
Maiores tensões superficiais

Propriedades dos Líquidos – viscosidade
A viscosidade de um fluido, , é uma medida da
resistência que esse fluido oferece ao escoamento. As
unidades S.I. de  são o Pa.s. Forças intermoleculares
fortes originam viscosidade elevada.

Quanto mais fortes são as forças intermoleculares
 maior é a viscosidade.
Viscosidade
Viscosidade é a
resistência de um
líquido em fluir.

Esquema prático para determinação do tipo de
força intermolecular

Íon-Íon
Íon-dipolo
Dipolo permanente –dipolo induzido-dipolo
Dipolo-dipolo
Dipolo instantâneo-dipolo induzido
Energia
de
ligação

Exercícios
1. Considere as seguintes substâncias químicas: H2,
CH4, HCl, H2S e H2O. Qual delas apresenta moléculas
associados por pontes de hidrogênio?
a) H2 b) CH4 c) HCl d) H2S e) H2O
2. Dentre os cloretos a seguir, o mais volátil,
provavelmente é:
a) CCl4
b) SiCl4
c) GeCl4
d) SnCl4
e) PbCl4

3. Dadas as moléculas:
HCl
H2O
NH3
BF3
CH4
Quais são polares:
4. Qual o tipo de interação que se manifesta nas moléculas
de: NH3? CH4?

5. Comparando-se as temperaturas de ebulição dos
compostos HF, HCl, HBr, HI, nota-se que a do HF é
muito elevada em relação aos demais. Como
poderíamos explicar esse fato?
6. A congelação da água na superfície dos lagos em
países frios ocorre pela:
a) ruptura de ligações intermoleculares.
b) Ruptura de ligações intramoleculares.
c) Formação de ligações intermoleculares.
d) Formação de ligações intramoleculares.
e) Formação de ligação inter e intramoleculares.

CH3OH
CH3
OH
H
H
H
H
H
H
H
H
O
O
C
C
CH3OH
CH3 OH
CH3
H
H
O
O
CH3
CH3OH
CH
3 OH
CH3
OH
CH3
OH
CH3OH
CH3OH
C
H
3
O
H
CH3
OH
OH
CH3
CH+
3
CH3OH
CH3
OH
CH+
3
OH-
OH-
7. A figura que melhor representa a evaporação do metanol
(CH3OH) é:
a) b) c) d) e)

BALANÇOS DE MASSA
 estequiometria

DETERMINAÇÃO DO TEOR DE NaHCO3 EM
COMPRIMIDOS EFERVESCENTES
 Trazer ao menos dois comprimidos
efervescentes de mesma marca que NÃO
contenha carbonato de sódio (Na2CO3) na sua
composição (ex: Alka Seltzer, Aspirina
Efervescente, Redoxon, Cebion).
Sonrisal e Aspirina C contém carbonato de sódio
e isso poderá comprometer o experimento.

➢ Um frasco de vinagre de álcool é suficiente por
turma
 É importante que TODOS comprimidos da
turma também sejam da mesma marca

 Cada grupo realizará duas reações com
proporções diferentes de vinagre/água.
 O volume total de solução para cada reação
deve ser de 36 mL.
 O volume de vinagre nas soluções deve variar
de 0 a 36 mL (sugestão: incrementos de 4 mL).
Os grupos começarão o experimento medindo
a massa de um comprimido e a massa total da
mistura vinagre/água contida no béquer.

 O comprimido pesado previamente é então
adicionado ao béquer contendo a mistura e
agitado com o auxílio do bastão de vidro até o
final da sua dissolução.
 A massa total da mistura reacional no béquer é
medida quando a efervescência cessar.

 Em seguida, os grupos deverão compartilhar os
resultados para que seja montada uma tabela
contendo, para cada ensaio:
 volume de vinagre
 volume de água
 peso do béquer
 peso do béquer com líquido
 massa do comprimido
 peso do béquer após efervescência

 perda de massa,
 massa de bicarbonato correspondente e
porcentagem em massa de NaHCO3 reagido.
Esta tabela deve ser entregue no final da aula
para o professor junto com um gráfico (%
NaHCO3 reagido x volume de vinagre).

 01 – O sabor azedo característico do vinagre
deve-se à presença do ácido acético, CH3COOH,
um ácido fraco, produzido principalmente pela
fermentação do vinho. Para quantificar a presença
deste ácido, 10,0 mL de uma amostra de vinagre
foi neutralizados com 25,0 mL de uma solução de
NaOH 0,1 mol/L. A concentração do ácido acético
no vinagre, em gramas por litro, será
aproximadamente igual a quanto?
Massa molar do ácido acético – 60 g/mol

02 - (UDESC SC/2015) - Considere a determinação
da capacidade antiácida de um medicamento cujo
princípio ativo é carbonato de sódio, que pode ser
feita pela reação com ácido clorídrico. Um
comprimido de 1,8656 g foi triturado e dissolvido em
água, necessitando de 22,00 mL de HCl 0,4000 mol
L–1
para ser completamente neutralizado. Qual a
porcentagem em massa de carbonato de sódio no
comprimido?

03 - (Fatec 98) Antiácido estomacal, preparado à
base de bicarbonato de sódio (NaHCO3), reduz a
acidez estomacal provocada pelo excesso de ácido
clorídrico segundo aequação:
Dados:
Massa molar NaHCO3 = 84 g/mol
Volume molar = 22,4 L/mol (0°C e 1 atm)
Para cada 1,87g de bicarbonato de sódio, o volume
de gás carbônico liberado a 0°C e 1 atm é
aproximadamente:
a) 900 mL b) 778 mL c) 645 mL
d) 493 mL e) 224 mL

04 - A decomposição do bicarbonato de sódio pelo
calor produz carbonato de sódio e dióxido de
carbono gasoso, além de vapor d’água. Essa reação
tem grande importância industrial, pois, além de ser
utilizada na produção de carbonato de sódio,
constitui o fundamento do uso dos fermentos
químicos.
2 NaHCO3  Na2CO3 + H2O + CO2

Os fermentos químicos empregados diariamente na
fabricação de bolos contêm 30% em massa de
bicarbonato de sódio. De posse dessa informação e
da equação balanceada acima, calcule o volume de
dióxido de carbono produzido quando 28 g de
fermento em pó são misturados aos ingredienetes da
massa e aquecidos a 100°C sob pressão de 1
atmosfera.
Dados: massas atômicas - H = 1,0; C = 12,0; O =
16,0; Na = 23,0; R = 0,082 atm.L/mol.k

5. A efervescência produzida quando um comprimido
de Alka-Seltzer® é dissolvido em água deve-se à
reação entre o bicarbonato de sódio (NaHCO3) e o
ácido cítrico (H3C6H5O7):
3NaHCO3 + H3C6H5O7  3CO2 + 3H2O + Na3C6H5O7
Massa molar NaHCO3 = 84 g/mol
Massa molar H3C6H5O7 = 192 g/mol

Em determinado experimento 1,00 g de bicarbonato
de sódio e 1,00 g de ácido cítrico são deixados
reagir:
a) qual é o reagente limitante?
b) quantos gramas de dióxido de carbono são
formados?
c) quantos gramas de reagente em excesso sobram
depois que o reagente limitante é completamente
consumido?

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