Quimica Geral

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UNIVERSIDADE PAULISTA – UNIP 
BIOMEDICINA 
 
 
 
 
 
 
FELIPE CRISTIANO BARBOSA 
 
 
 
 
 
 
 RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA 
QUÍMICA GERAL 
 
 
 R.A 2193276 DATA: 18/09/2021 
 
 POLO: BOTUCATU-SP 
2021 
FELIPE CRISTIANO BARBOSA 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA 
QUÍMICA GERAL 
 
 
 
 
 
 
 
Apresentação resumida À Universidade Paulista- 
UNIP, dos aspectos gerais dos procedimentos 
executados. 
 
 
 
 
 
 
 
 
INTRODUÇÃO- QUÍMICA GERAL 
A química estuda as propriedades dos materiais e as transformações sofridas por 
esses materiais, ou seja, a química vai estudar as características da matéria e as 
mudanças sofridas por essa matéria. Mudanças microscopia, aquela que não 
conseguimos enxergar a olho nu, e mudanças microscopia aquelas que nós 
conseguimos enxergar a olho nu. Uma das razões para estudá-la é a de que esta 
ciência ajuda a adquirir um útil discernimento dos problemas da sociedade. 
DEFINIÇÃO DO ÁTOMO : 
O átomo é a unidade básica da matéria, isto é, a menor parcela em que um elemento 
pode ser dividido sem perder suas propriedades químicas. 
Os átomos são formados por um núcleo composto por partículas de prótons e 
nêutrons e por elétrons que orbitam o núcleo, formando a eletrosfera. A palavra átomo 
é de origem grega e significa "indivisível". Até o século XIX acreditava-se que o átomo 
era a menor parte da matéria, isto é, que seria impossível dividi-lo. 
Átomo 
Um átomo é formado por prótons e nêutrons no núcleo e por elétrons na eletrosfera. 
Estrutura e composição de um átomo 
Os átomos são parcelas muito pequenas da matéria, tão pequenas que não podem 
ser enxergadas com microscópios comuns. 
Sua estrutura é formada por um núcleo infinitamente pequeno e denso, composto por 
prótons e nêutrons e por uma eletrosfera composta por elétrons. 
Prótons (p): partículas positivas e com massa unitária. 
Nêutrons (n): partículas neutras (sem carga) e com massa unitária. 
Elétrons (e): partículas negativas e praticamente sem massa, em constante 
movimento orbital em volta no núcleo. 
O núcleo representa 99,9% da massa de um átomo. A massa dos elétrons é 
praticamente irrelevante: um elétron tem massa 1836 vezes menor do que a massa 
dos prótons e nêutrons. 
O movimento dos elétrons em volta do núcleo forma um campo eletromagnético. Os 
elétrons orbitam em volta do núcleo em uma velocidade tão alta que, se fosse possível 
enxergar o átomo, a eletrosfera seria vista como uma nuvem em torno do núcleo. 
Os átomos são eletricamente neutros - eles possuem o mesmo valor absoluto de 
prótons (+) e elétrons (-), de maneira que sua carga se torna nula. 
Caso um átomo receba ou perca elétrons, ele deixa de ser um átomo e passa a ser 
um íon, que pode ter carga positiva ou negativa: 
Se ele receber elétrons, fica carregado negativamente e se torna um ânion. 
Se ele perder elétrons, fica carregado positivamente e se torna um cátion. 
Entenda o que é matéria e saiba mais sobre os cátions e ânions. 
Estrutura da eletrosfera 
A eletrosfera é formada pelos elétrons em movimento orbital, mas esses elétrons não 
estão dispostos aleatoriamente, existem camadas eletrônicas por onde essas 
partículas se distribuem. 
Um átomo pode ter até sete camadas eletrônicas. Cada uma dessas camadas tem 
níveis energéticos diferentes, sendo que a camada mais externa é a camada mais 
energética. 
Essas camadas são representadas pelas seguintes letras: K, L, M, N, O, P, Q. Sendo 
K a camada mais próxima do núcleo. 
Nem todos os átomos têm as 7 camadas, o mercúrio, por exemplo, tem apenas 6. 
Mas independentemente do número de camadas, é regra que a última não pode ter 
mais do que 8 elétrons. 
As camadas eletrônicas ainda são divididas em subníveis de energia, representados 
pelas letras: s, p, d, f. 
História do átomo e modelos atômicos 
A ideia de que a matéria poderia ser dividida em pequenas partes até que se chegasse 
em uma unidade tão pequena que não pudesse mais ser dividida existia desde os 
tempos da Grécia Antiga. 
Demócrito, por volta de 400 a.C., foi o primeiro cientista a postular a existência dessa 
pequena partícula e deu-lhe o nome de “átomo”, que em grego significa “indivisível”. 
Foi em 1803, que a primeira teoria consistente sobre os átomos foi elaborada. John 
Dalton defendeu que o átomo era a menor parte da matéria e que ele era indivisível. 
Ao longo dos séculos seguintes, com o desenvolvimento da ciência e da tecnologia, 
novas descobertas sobre essa partícula foram feitas e postuladas em diferentes 
modelos atômicos. 
1803 - Modelo de Dalton 
Desenvolvido pelo professor John Dalton em 1803, esse modelo ficou conhecido 
como modelo da “bola de bilhar”, pois segundo ele os átomos eram esferas maciças, 
indivisíveis e indestrutíveis. 
1898 - Modelo de Thomson 
Joseph Thomson descobriu a existência dos elétrons e, segundo seu modelo, essas 
cargas estariam distribuídas de maneira uniforme pelo átomo, com cargas positivas. 
O átomo no modelo de Thomson era esférico e não maciço e ficou conhecido como 
“pudim de passas”, onde as passas de um pudim representavam as cargas positivas 
e negativas. 
1911 - Modelo de Rutherford 
Rutherford fez uma descoberta importante sobre o átomo: a existência de um núcleo. 
Seu modelo dizia que o átomo era formado por um núcleo e por uma eletrosfera. 
No núcleo estariam os prótons e os nêutrons e na eletrosfera os elétrons. Esse modelo 
ficou conhecido como "sistema solar". 
O que Rutherford não soube explicar era como os elétrons não colapsavam com o 
núcleo do átomo. 
1913 - Modelo Rutherford-Bohr 
O modelo de Rutherford foi complementado com descobertas realizadas pelo físico 
Niels Bohr em 1913. Bohr chegou à conclusão de que os elétrons orbitam a eletrosfera 
em camadas de diferentes níveis energéticos. 
Os elétrons não absorvem nem liberam energia nesse movimento, por isso, se 
mantém em uma órbita com energia constante, o que impede que estes se choquem 
com o núcleo. 
Características de um átomo 
O que diferencia um átomo de outro é a quantidade de prótons, nêutrons e elétrons 
em sua composição. Os principais valores utilizados para identificar os átomos são a 
massa atômica e o número atômico. 
Massa atômica 
O valor da massa atômica é representado pela soma dos prótons e nêutrons presentes 
no núcleo do átomo. 
A = z + n 
Número atômico: O número atômico é o número de prótons no núcleo de um átomo, 
seu valor é representado pela letra z. Como em um átomo o número de prótons igual 
ao número de elétrons, temos: 
z = p = e 
O conjunto de vários átomos com mesmo número atômico forma um elemento 
químico. Todos os elementos químicos conhecidos estão representados na tabela 
periódica seguindo uma ordem crescente de número atômico. 
Os elementos químicos são representados na tabela periódica por sua sigla e nome 
no centro, pela massa atômica na parte inferior e pelo número atômico na parte 
superior, conforme imagem: 
Ouro 
Massa atômica = 196,967 
Número atômico = 79 
Átomos e moléculas 
Um átomo é uma parcela muito pequena da matéria, ele é composto por um núcleo 
com prótons e nêutrons e por elétrons girando em torno do núcleo. 
Uma molécula é um agrupamento de átomos do mesmo elemento ou de elementos 
diferentes, que juntos formam uma substância. Por exemplo: 
Dois átomos de oxigênio se unem e formam uma molécula de oxigênio (O2). 
Dois átomos de hidrogênio se unem com um átomo de oxigênio e formam uma 
molécula de água (H2O). 
REF : www.significados.com.br 
 
ELEMENTOS QUIMICOS ISÓTOPOS 
Durante o século XX, alguns cientistas, incluindo o inglês Frederick Soddy, realizaram 
experimentos envolvendo elementos radioativos e descobriram que um mesmo 
elemento químico pode ser constituído por uma mistura de diversos átomos com o 
mesmo número atômico (Z), logo, possuem o mesmo número de prótons e elétrons, 
porém apresentam números de massas(A) diferentes. Por pertencerem ao mesmo 
elemento químico, esses átomos deveriam ocupar a mesma posição na tabela 
periódica, por isso, acabaram recebendo o nome de isótopos (isso = mesmo e topos 
= lugar). 
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Podemos, portanto, definir isótopos da seguinte forma: “Isótopos são átomos que 
apresentam o mesmo número atômico (Z), por pertencerem ao mesmo elemento 
químico, mas diferentes números de massa (A)”. 
A maior parte dos elementos químicos é constituída por dois ou mais isótopos, que 
ocorrem em proporções diferentes. Os isótopos naturais são encontrados em 
proporções praticamente constantes para cada elemento químico. 
Em geral, os isótopos não possuem nome próprio. São designados pelo nome do 
elemento a que pertencem seguido do respectivo número de massa. 
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Íons positivo ou Cátions 
Os íons são átomos que ganham ou perdem elétrons durante uma reação, podendo 
ser classificado em: ânions ou cátions. 
Os íons explicam porque o composto é formado: o átomo de sódio (Na) não é estável, 
pois apresenta 1 elétron livre na camada de valência, a estabilidade só será atingida 
se ele perder um elétron, o que dará origem ao cátion Na+. O átomo de cloro (Cl-) por 
sua vez também não é estável, pelos mesmos motivos que o Na, e atingirá a 
estabilidade somente se ganhar um elétron, esse átomo dá origem ao íon Cl-. 
 Sendo assim, a ligação iônica surge através da interação eletrostática e obedece a 
regra: cargas com sinais opostos se atraem. 
Os compostos iônicos adquirem estrutura eletronicamente neutra por possuírem a 
mesma quantidade de prótons e elétrons, mas os íons formadores, pelo contrário: são 
reativos e instáveis. 
ÂNIONS 
Os ânions são partículas que recebem mais elétrons (negativos) durante o processo 
de ionização, ficando, assim, com mais carga negativa do que positiva (prótons). 
PERÍODO, GRUPOS OU FAMÍLIAS DA TABELA PERIODICA. 
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Os períodos e as famílias da Tabela Periódica são, respectivamente, as colunas 
horizontais e verticais nas quais os elementos químicos estão organizados. 
Na Tabela Periódica, os elementos químicos estão dispostos em ordem crescente de 
número atômico, o que faz com que eles estejam posicionados em colunas horizontais 
(períodos) e colunas verticais (famílias). 
A Tabela Periódica apresenta sete colunas horizontais, portanto, sete períodos, que 
indicam a quantidade de níveis que um átomo de um elemento apresenta. Isso quer 
dizer que, quanto maior o número do período do elemento, maior será a quantidade 
de níveis que cada um dos átomos do elemento apresenta. Se um determinado 
elemento está posicionado no 5o Período da Tabela Periódica, por exemplo, quer 
dizer que cada um de seus átomos apresenta cinco níveis eletrônicos ou cinco 
camadas eletrônicas. 
Na (terceiro período) = seus átomos apresentam três níveis; 
Po (sexto período) = seus átomos apresentam seis níveis; 
H (primeiro período) = seus átomos apresentam um nível; 
Cu (quarto período) = seus átomos apresentam quatro níveis. 
As colunas verticais, que são em número de 18, são denominadas de famílias. A 
Tabela apresenta 18 colunas, que formam apenas 16 famílias divididas em oito do 
tipo A e oito do tipo B. 
As famílias A são formadas pelas duas primeiras e pelas seis últimas colunas verticais 
da Tabela. Sendo assim, cada uma das colunas recebe a seguinte indicação: 
coluna 1 = Família IA (com exceção do Hidrogênio-quadrado azul na tabela) 
coluna 2 = Família IIA coluna 13 = Família IIIA 
coluna 14 = Família IVA coluna 15 = Família VA 
coluna 16 = Família VIA coluna 17 = Família VIIA 
coluna 18 = Família VIIIA 
Já as famílias B são compostas pelas colunas de 3 a 12. É importante observar que 
temos um total de 10 colunas que formam as famílias B. Por que então só 
consideramos oito famílias? Os elementos químicos que compõem as colunas 8 
(coluna do ferro), 9 (coluna do cobalto) e 10 (coluna do níquel) apresentam 
características semelhantes e, por isso, consideramos essas três colunas como sendo 
uma única família. Sendo assim, cada uma das colunas recebe a seguinte indicação: 
coluna 3 = Família IIIB coluna 4 = Família IVB 
coluna 5 = Família VB coluna 6 = Família VIB 
coluna 7 = Família VIIB coluna 8, 9 e 10 = Família VIIIB 
coluna 11 = Família IB coluna 12 = Família IIB 
Observação: As duas colunas horizontais localizadas do lado de fora da Tabela 
Periódica pertencem, respectivamente, ao sexto e sétimo períodos da família IIIB. 
Elas foram posicionadas assim para não descaracterizarem a tabela, já que cada 
uma delas apresenta 15 elementos diferentes. 
 
AS PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
As propriedades periódicas dos elementos químicos são aquelas propriedades que 
variam periodicamente de acordo com os números atômicos. 
A Tabela Periódica organiza os elementos químicos até então conhecidos em uma 
ordem crescente de número atômico (Z – quantidade de prótons no núcleo do átomo). 
 
Muitas propriedades químicas e físicas dos elementos e das substâncias simples que 
eles formam variam periodicamente, ou seja, em intervalos regulares em função do 
aumento (ou da diminuição) dos números atômicos. As propriedades que se 
comportam dessa forma são chamadas de propriedades periódicas. 
As principais propriedades periódicas químicas dos elementos são: raio atômico, 
energia de ionização, eletronegatividade, eletropositividade e eletroafinidade. Já as 
físicas são: pontos de fusão e ebulição, densidade e volume atômico. 
A seguir, veja mais detalhadamente as propriedades periódicas químicas: 
1- Raio atômico: pode ser definido como a metade da distância (r = d/2) entre os 
núcleos de dois átomos de um mesmo elemento químico, sem estarem ligados 
e assumindo os átomos como esferas. 
Na tabela periódica, o raio atômico aumenta de cima para baixo e da direita para 
a esquerda. 
Isso acontece porque em uma mesma família (coluna), as camadas eletrônicas 
vão aumentando conforme se desce uma “casa” e, consequentemente, o raio 
atômico aumenta. Em um mesmo período (linha), o número de camadas 
eletrônicas é o mesmo, mas a quantidade de elétrons vai aumentando da esquerda 
para a direita e, com isso, a atração pelo núcleo aumenta, diminuindo o tamanho 
do átomo. 
2. Energia ou potencial de ionização: é a energia mínima necessária para remover 
um elétron de um átomo ou íon no estado gasoso. 
Esse elétron é sempre retirado da última camada eletrônica, que é a mais externa 
e é conhecida como camada de valência. 
Quanto maior o raio atômico, mais afastados do núcleo os elétrons da camada de 
valência estarão, a força de atração entre eles será menor e, consequentemente, 
menor será a energia necessária para retirar esses elétrons e vice-versa. Por isso, 
a energia de ionização dos elementos químicos na Tabela Periódica aumenta no 
sentido contrário ao aumento do raio atômico, isto é, de baixo para cima e da 
esquerda para a direita. 
 
3. Eletronegatividade: representa a tendência que um átomo tem de atrair elétrons 
para si em uma ligação química covalente em uma molécula isolada. 
 
Os valores das eletronegatividades dos elementos foram determinados pela escala 
de Pauling. Foi observado que, conforme o raio aumentava, menor era atração do 
núcleo pelos elétrons compartilhados na camada de valência. Por isso, a 
eletronegatividade também aumenta no sentido contrário ao aumento do raio 
atômico, sendo que varia na Tabela Periódica de baixo para cima e da esquerda 
para a direita: 
4. Eletropositividade: é a capacidade que o átomo possui de se afastar de seus 
elétrons mais externos, em comparação a outro átomo, na formação de uma 
substância composta. 
Visto que é o contrário da eletronegatividade, a sua ordem crescente na tabela 
periódica também será o contrário da mostrada para a eletronegatividade, ou seja, 
será de cima para baixo e da direita para a esquerda: 
5. Eletroafinidadeou afinidade eletrônica: corresponde à energia liberada por um 
átomo do estado gasoso, quando ele captura um elétron. 
Essa energia é chamada assim porque ela mostra o grau de afinidade ou a 
intensidade da atração do átomo pelo elétron adicionado. 
Infelizmente, não são conhecidos todos os valores para as eletroafinidades de todo 
os elementos, mas os que estão disponíveis permitem generalizar que essa 
propriedade aumenta de baixo para cima e da esquerda para a direita na Tabela 
Periódica. 
REF: www.mundoeducacao.uol.com.br 
 
 
 RESULTADO E DISCUSSÕES. 
AULA 1 ROTEIRO 1 
http://www.mundoeducacao.uol.com.br/
 
Tivemos como tema de estudo em laboratório, o uso de vidrarias, micropipetas, 
pesagem e preparo de soluções. 
Tivemos a apresentação das vidrarias: 
 
Ref da imagem 
https://www.elo7.com.br/quadro-decorativo-vidrarias-laboratoriais-quimicas-
rm004/dp/D59BF2 
Apresentação de micropipetas: 
 
https://www.elo7.com.br/quadro-decorativo-vidrarias-laboratoriais-quimicas-rm004/dp/D59BF2
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Ref da imagem: 
http://labiq.iq.usp.br/paginas_view.php?idPagina=13&idTopico=65#.YUcqYFVKjI
U 
O objetivo dessa aula foi o manuseio dos equipamentos de rotina de um 
laboratório. 
*A parte 1 do nosso trabalho em laboratório foi usar as pipetas de vidro 
(volumétrica), transferindo a solução alaranjado de metila que estava no frasco 
para um béquer de 50 ml, usando o protopipetador (pera) a uma pipeta volumétrica 
de 10 ml, mergulhamos somente a ponta de pipeta e sugamos até a marca de 
aferição da pipeta, transferimos o volume coletado na pipeta volumétrica para um 
novo béquer e chegamos ao resultado que a pipeta volumétrica é precisa, já o 
béquer não é preciso, mas ele é utilizado para transporte. 
http://labiq.iq.usp.br/paginas_view.php?idPagina=13&idTopico=65#.YUcqYFVKjIU
http://labiq.iq.usp.br/paginas_view.php?idPagina=13&idTopico=65#.YUcqYFVKjIU
*A parte 2 encaixamos o protopipetador (pera) na pipeta graduada de 20 ml, e 
sugamos até a marca referente a 0, transferimos o volume para um béquer e 
repetimos o procedimento, descartamos 10 ml e repetimos o procedimento de 
sucção de 10 ml, descartamos 30 ml e a precisão da pipeta graduada foi precisa 
mas o béquer não. 
*A próxima parte aprendemos a usar as micropipetas automáticas, adicionando a 
solução alaranjado de metila a um béquer, encaixamos a ponteira correspondente 
a micropipeta de 1,0 ml através de rotações suaves, ajustando o volume a ser 
coletado chegando a marca 0,80 ml no sentido horário de rotação, e importante 
manter a ponteira constantemente abaixo da superfície do líquido durante a 
sucção, repetimos os procedimentos para as coletas com outros volumes e a 
precisão da micropipeta de 1,0 ml foi exata, pois as micropipetas são precisas 
quando bem calibradas. A micropipeta adequada para a coleta de 0,080 ml é a de 
20 a 200 e a adequada para 0,020 ml é a de 0,1 a 100. 
*Nessa última atividade da aula 1 podemos observar e conhecer melhor os nomes 
dessas quatro vidrarias: Balão volumétrico, Béquer, Erlenmeyer, Pipeta 
volumétrica. 
Aula 2. Roteiro 1 
Identificação de cátions – teste de chamas. 
Colocamos uma pequena porção de casa um dos sais em um vidro de relógio e 
identificamos a coloração: 
SÓDIO – AMARELO 
POTÁSSIO – VIOLETA 
BARO – LARANJA 
CÁLCIO – LARANJA 
ESTRONCIO – VERMELHO 
COBRE – VERDE 
AULA 2. ROTEIRO 2 
Miscibilidades e Polaridades de substâncias – extração de substâncias química. 
A parte 1 estudamos no laboratório em aula prática a Miscibilidade de substâncias 
química, enumeramos seis tubos de ensaio do 1 ao 6, colocamos o equipamento 
de proteção, adicionamos os reagentes de casa tubo de ensaio conforme indicado 
na tabela. 
tubo Primeiro reagente Segundo reagente Miscibilidade 
1 4 mL Água 2 mL Etanol MISCIVEL 
2 4 mL Água 2 mL Hexano IMISCIVEL 
3 4 mL de Água 2 mL Ácido Oleico IMISCIVEL 
4 4 mL Hexano 2 mL Etanol MISCIVEL 
5 4 mL Hexano 2 mL de Butanol MISCIVEL 
6 4 mL Hexano 2 mL Ácido oleico MISCIVEL 
7 4 mL Água 2 mL butanol PARCIALMENTE 
Podemos concluir que as substancias que se misturaram se chamam miscíveis e 
as que não são chamados de imiscíveis, a causa da mistura ou não, se dá ao nível 
de carbono e classificação de polar e apolar de casa substância, uma aula super 
produtiva. 
A parte 2 fizemos a extração de iodo presente em uma solução de tintura de iodo. 
Montamos a aparelhagem de extração com auxílio das técnicas de laboratório que 
são muito prestativas e cuidadosas com os alunos, medimos uma proveta 15 ml 
de solução de tintura e transferimos para um funil de separação, medimos mais 15 
ml de hexano (foi o extrator) e adicionamos ao funil de separação. Fechamos a 
válvula do funil de separação e colocamos a rolha na parte superior segurando a 
vidraria como orientado agitamos no ângulo certo. Voltamos para o funil e fizemos 
o escoamento, antes retiramos a rolha 
 Exemplo: 
REF da imagem: 
https://querobolsa.com.br/enem/quimica/separacao-de-misturas. 
AULA 3. ROTEIRO 1 Reações de diferenciação de Ácidos e Bases 
O objetivo dessa aula foi identificar os ácidos e bases a partir de suas propriedades 
funcionais principais. 
Como procedimento enumeramos 10 tubos de ensaio do 1 ao 10, do 1 ao 5 
colocamos X, e o restante com Y, colocamos 3 ml de água destilada em cada tubo 
de ensaio. O tubo 1 e 6 colocamos uma ponta de espátula de pó de magnésio, o 
2 e 7 foi adicionado 3 gotas de fenolftaleína. No 3 e 8 foi adicionado 3 gotas de 
alaranjado de metila. 4 e 9 3 gotas de azul de bromotimol, do 5 ao 10 colocamos 
uma fita de papel de tornassol rosa e analisamos os seguintes resultados entre as 
substâncias: 
ANÁLISE SUBSTÂNCIA X SUBSTÂNCIA Y 
Mg(s) efervesceu Não houve reação 
Fenolftaleína Não houve reação Cor rosa 
Alaranjado de Metila Cor escura Cor clara 
Azul de Bromotimol Cor amarelo Cor AZUL 
Tornassol Azul Não houve reação Cor Azul 
Resultados ácidos e bases Ácido Base 
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Assim podemos analisar as propriedades funcionais dos ácidos e bases, 
analisando a tabela acima. 
AULA 3 ROTEIRO 2 
Determinação do pH: Fita indicadora, uso e calibração de pHmetro. 
Transferimos para quatro béqueres as soluções: 10 ml de solução de ácido 
acético. 10 ml de solução de hidróxido de sódio. 10 ml de solução de cloreto de 
sódio e 10 ml de solução de acetato de sódio. Foi colocado uma fita indicadora em 
cada frasco e esperamos alguns segundos a estabilização do gradiente de cor. 
Analisamos por meio da tabela de valores de pH qual o valor para cada solução. 
E conseguimos. 
Na segunda parte com auxílio do pHmetro vimos a determinação do pH 
Vamos orientados: 
Calibrar o pHmetro utilizando os padrões (4,0 e 7,0), efetuamos a inserção do 
buldo do eletrodo no líquido, evitando o encostamento no fundo do béquer. 
Anotamos os valores. 
SOLUÇÃO FITA pHmetro 
Ácido Acético 3 5,600 
Hidróxido de Sódio 11 12 
Cloreto de Sódio 3 2 
Acetato de Sódio 7 7 
AULA 4 ROTEIRO 1 
Identificação de funções orgânicas: diferenciação de aldeídos e cetonas 
Na primeira parte foi adicionado a um béquer de 250 ml 30 ml de nitrato de prata, 
e após foi adicionado gota a gota a amônia concentrada, até o precipitado marrom 
desaparecer, e adicionamos 15 ml de solução de hidróxido de potássio. Pegamos 
um balão de fundo chato de 125 ml e adicionamos 3 ml de solução de glicose, 
tampamos e agitamos. E conseguimos observar a formação do espelho. 
Referências: 
 
REF: 
 www.significados.com.br 
www.educabrasil.com.br. 
 www.mundoeducacao.uol.com.br 
 
https://www.elo7.com.br/quadro-decorativo-vidrarias-laboratoriais-quimicas-
rm004/dp/D59BF2 
 
 https://querobolsa.com.br/enem/quimica/separacao-de-misturas 
http://www.significados.com.br/
http://www.educabrasil.com.br/
http://www.mundoeducacao.uol.com.br/https://www.elo7.com.br/quadro-decorativo-vidrarias-laboratoriais-quimicas-rm004/dp/D59BF2
https://www.elo7.com.br/quadro-decorativo-vidrarias-laboratoriais-quimicas-rm004/dp/D59BF2
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