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UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO RIO DE JANEIRO 
INSTITUTO DE QUÍMICA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ANALÍTICA 
 
IC609 
QUÍMICA ANALÍTICA EXPERIMENTAL I 
 
Ministrada de forma remota 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Professore: 
Cristina Maria Barra 
Flavio Couto Cordeiro 
Gabriel Martins Viegas 
Inês R. Welter Zwirtes de Oliveira 
José Geraldo Rocha Junior 
Otavio Raymundo Lã 
Sheisi Fonseca Leite da Silva Rocha 
Vanessa Gomes Kelly Almeida 
Waleska Giannini Pereira da Silva 
 
2020-II (2021)
 
2 
 
 
INTRODUÇÃO A ANÁLISE QUÍMICA 
 
A Química Analítica é o ramo da química que envolve a separação, 
identificação e determinação das quantidades relativas dos componentes de uma 
amostra. Na Química Analítica Qualitativa identificam-se os componentes que 
constituem a amostra. Na Química Analítica Quantitativa determina-se a 
quantidade de um (analito) ou mais componentes (analitos) que constituem a 
amostra. 
 
1 ANÁLISE QUANTITATIVA 
 
A análise quantitativa tem a finalidade de determinar o teor de um ou mais 
componentes (analito) em uma matriz específica (amostra). Para isto é indispensável o 
conhecimento prévio sobre a composição qualitativa da matriz que se estuda. No geral, 
esse compromisso é dispensado, uma vez que a composição qualitativa da maioria das 
amostras que se estuda – como, minerais, ligas, adubos, alimentos – já é conhecida. 
As principais técnicas utilizadas na análise quantitativa são: 
 
1- Clássica - Gravimetria. 
2- Clássica - Volumetria. 
3- Instrumental: espectrometria (de Emissão e Absorção Atômica, Vísivel, Ultra-Violeta) 
e eletroanalítica (Voltametria, Polarografia, Potenciometria, Amperometria, 
Coulometria), entre outras. 
 
Alguns métodos modernos de análise envolvem a separação, a identificação e a 
quantificação dos elementos em um mesmo equipamento (acopladas), como é o caso 
da cromatografia, que separam os vários compostos presentes em uma amostra, 
identificando-os e quantificando-os. 
A escolha de uma ou outra técnica depende, principalmente, da natureza do 
elemento ou substância a ser analisado e de sua concentração na amostra. Assim, 
concentrações da ordem de g L-1 (ppb) requerem técnicas sofisticadas. Quando o 
elemento estiver em concentrações maiores, g L-1 (título) ou mg L-1 (ppm), são 
detectadas por técnicas mais simples, como a que será abordada na disciplina 
Química Analítica Experimental I - Volumetria. A escolha da técnica adequada implica, 
acima de tudo, na obtenção de resultados precisos dentro de um intervalo de 
 
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confiança, na maioria das vezes, de 95%. Este é o principal alicerce da análise 
quantitativa. 
Neste curso vai ser abordada a técnica de Volumetria ou Titulação que utiliza 
a medida de volumes de reagentes de concentração bem definidas; daí utilizar o 
instrumental de vidro ou vidrarias com volumes bem calibrados (“exatos”), com uma 
precisão especificada na embalagem ou na própria vidraria. Exemplo são as pipetas 
volumétricas, bureta volumétricas e balões volumétricos, entre outros 
Assim, é importante frisar que, embora não seja abordado no curso, aos 
resultados deve-se aplicar um tratamento estatístico para inferir confiabilidade em um 
determinado resultado dentro de um intervalo de confiança de 95%. 
Também é importante informar que um procedimento experimental adequado, 
ou seja, saber como utilizar determinada vidraria (manuseio), como ela deve ser aferida, 
entre outros cuidados, tal como lavagem e limpeza são de suma importância para 
acuracidade (exatidão) dos resultados. 
Nesta aula introdutória serão abordados alguns dados estatístico básicos, para 
garantir acuracidade nos resultados. Também ter-se-á um breve resumo de 
estequiometria de soluções (assunto abordado em disciplinas anteriores) que devem 
ser bem entendidas. Para garantir esses resultados também tem que ter cuidado com a 
limpeza e a utilização correta do instrumental de vidro (vidraria). 
 
2 CONCEITOS FUNDAMENTAIS 
 
Nem todas as reações químicas podem ser usadas nas determinações volumétricas, 
que normalmente são denominadas de titulação. Para esse fim, o ideal é que a reação 
química preencha os seguintes requisitos: 
 
a) Ser uma reação extremamente rápida, para que o equilíbrio seja rapidamente 
atingido, pois assim o ponto final torna-se facilmente detectável. 
b) Ser uma reação completa no ponto estequiométrico. 
c) Ser uma reação bem definida quimicamente, pois reações paralelas entre titulante 
e titulado são indesejáveis e constituem uma fonte séria de erros. 
 
2.1 TITULAÇÃO 
 
É um procedimento experimental utilizado para determinar a concentração de 
soluções através de uma reação. Esta operação é realizada, sempre, com o auxílio de 
vidraria apropriada. 
 
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Uma bureta volumétrica contendo o titulante e um erlenmeyer contendo o 
titulado (Figura 1) (para realizar a reação química), adicionado através de uma pipeta 
volumétrica. O analito (elemento ou substância) de interesse pode ser o titulante ou 
titulado; e sua concentração pode ser determinada pela quantidade estequiométrica, 
com o soluto da solução de concentração conhecida chamada de solução padrão. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1 – Esquema genérico de uma titulação. 
 
2.2 INDICADOR 
 
A etapa crítica da titulação é a sinalização de seu término, denominado de ponto 
final (PF) da titulação. Geralmente utiliza-se uma substância, adicionada ao titulado, 
que sinaliza esse momento, sendo por isto, denominada de indicador. O indicador, 
sinaliza o final da titulação mudando de cor, por exemplo. 
Ao montar a titulação, adiciona-se o titulado e o indicador no erlenmeyer. O 
indicador na presença do titulado torna a solução amarela, por exemplo. Com o auxílio 
da bureta adiciona-se o titulante ao erlenmeyer, gota a gota, a reação entre titulado e 
titulante vai ocorrendo, até o momento em que, bruscamente, a solução no erlenmeyer 
se torna vermelha. Para-se a titulação pois esta mudança de cor indica o final da 
titulação. 
Em titulações ácido-base, a mudança de cor é provocada por uma mudança 
brusca no pH (de pelo menos 3 unidades de pH). Esta mudança de cor é a sinalização 
do ponto final da titulação. O ideal é usar um indicador, cujas circunstâncias para mudar 
de cor sejam atingidas em um instante muito próximo do ponto de estequiométrico 
(PEQ) da reação entre titulante e titulado, para que se tenha o menor erro possível em 
relação ao ponto final. Frente a essa possibilidade, a determinação do ponto final da 
 
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titulação (o volume gasto de titulante é, nesse momento, anotado) e não será causa de 
erros consistentes na análise. 
Dependendo da natureza da reação envolvida na titulação, faz-se uso de um 
determinado tipo de indicador, como se segue: 
(a) Reação de neutralização: indicadores ácido-base (ex.: alaranjado de metila, 
fenolftaleína, azul de bromotimol, etc). 
(b) Reação de oxi-redução: indicadores de oxi-redução (ex.: difenilamina, ferroína). 
(c) Reação de precipitação: 
c.1) indicadores de precipitação (ex.: cromato de potássio). 
c.2) indicadores de complexação (ex.: Fe3+). 
c.3) indicadores de adsorção (ex.: fluoresceína). 
(d) Reação de complexação: indicadores de complexação (ex.: murexida, calcon, negro 
de eriocrômio, etc). 
Existem casos especiais: 
 Quando o titulante permanganato, que tem coloração violeta, é o próprio indicador 
do final da titulação em meio ácido, de soluções redutoras incolores. 
 Quando, nas determinações envolvendo iodo (oxi-redução) utiliza-se amido como 
indicador, que é um indicador de adsorção. 
 
2.3 PADRONIZAÇÃO OU DETERMINAÇÃO DA CONCENTRAÇÃO MOLAR 
EXATA DO TITULANTE 
 
 É um procedimento experimental utilizado na volumetria onde se determina a 
concentração molar exata de uma solução, que normalmente é o titulante (que será 
utilizado nas análises), com uma solução de concentração exata e conhecida, chamada 
de solução padrão ouum titulante padrão, que servem de referência para as análises 
volumétricas. Isto é realmente necessário, pois sempre que uma solução é preparada, 
introduzem-se certos erros experimentais que fazem com que a concentração real não 
seja exatamente igual àquela desejada e calculada. Esses erros podem ser 
instrumentais, operacionais ou devido aos reagentes empregados. 
 Para eliminar estes erros a padronização é feita, geralmente, usando-se uma 
solução preparada a partir de uma substância pura o suficiente para ser pesado e usado 
diretamente, denominados como padrão primário. As concentrações molares dessas 
soluções devem ser determinadas com alto grau de exatidão, logo, um padrão primário 
deverá ter os seguintes requisitos: 
 alta pureza: 100  0,05% 
 
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 fácil obtenção, purificação, dessecação e conservação. 
 não higroscópio e nem eflorescente (estabilidade frente à umidade). 
 estável por longos períodos (não reagir facilmente com os componentes do ar, por 
exemplo). 
 bastante solúvel (ionizável). 
 massa molar elevada, evitando erros de pesagem. 
 Além disso, estes reagentes utilizados no preparo de soluções padrão-primário 
devem ser pesados com uma precisão na casa de décimo de mg, além de ser preparada 
com todo o cuidado para não haver perdas de massa de padrão. 
 
Exemplos de padrões primário: 
 
1- Reação ácido-base: ácido benzóico (C6H5CO2H), hidrogenoftalato de potássio 
(biftalato de potássio) [C6H4(CO2K)(CO2H)], tetraborato de sódio decahidratado 
(Na2B4O7·10H2O). 
2- Reação de oxi-redução: oxalato de sódio (Na2C2O4), óxido arsenioso (As2O3), 
dicromato de potássio (K2Cr2O7), iodato de potássio (KIO3). 
3- Reação de Precipitação: cloreto de sódio (NaCl). 
4- Reação de complexação: carbonato de cálcio (CaCO3). 
 
Existem substâncias que não têm as características de um padrão primário, mas 
quando diluídas são estáveis o suficiente, e após o seu adequado preparo podem 
funcionar como uma solução padrão (após ter sido padronizada com um padrão primário 
ou com uma solução previamente padronizada), sendo essa solução classificada como 
padrão secundário. 
Às vezes não se dispõe de um padrão primário adequado, então, como recurso 
utiliza-se um padrão secundário. Em todos os casos estas soluções são adequadas e 
podem ser utilizadas na padronização da solução titulante que serão usadas na 
análise volumétrica. 
 
3 CURVAS DE TITULAÇÃO 
 
A construção e a interpretação de curvas de titulação são objeto de estudo 
frequente para se aplicar a volumetria. Com o conhecimento de como essas curvas de 
titulação são construídas pode se escolher o indicador adequado para cada titulação 
(aquela que dá o menor erro na detecção do ponto final); a curva de titulação também 
 
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determina se a técnica volumétrica pode ser aplicada, uma vez que tem que haver uma 
mudança brusca nas imediações do ponto estequiométrico para uso o indicador. 
Para a construção de uma curva de titulação utiliza-se na abscissa (eixo X) do 
gráfico o volume adicionado de titulante e na ordenada (eixo Y) usa-se uma determinada 
propriedade do sistema reacional, cuja grandeza varia com a quantidade adicionada de 
titulante. Essa propriedade depende da natureza da reação envolvida na titulação, como 
se segue: 
 
Reação de neutralização (ácido-base): a curvas que representam a titulação que 
envolve a reação entre um ácido e uma base é expressa em pH do sistema reacional 
versus volume de titulante (um ácido ou uma base). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 2. Acidimetria. Titulação do NaOH com HCl e sua típica curva de titulação. Notem 
que os indicadores que podem ser usados precisam modificar a cor da solução na região 
do possível ponto final de titulação (salto de pH), para que o erro seja o mínimo possível. 
 
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Figura 3. Acidimetria. Titulação do NH4OH com HCl e sua típica curva de titulação. 
Notem que os indicadores que podem ser usados precisam modificar a cor da solução 
na região do possível ponto final de titulação (salto de pH), para que o erro seja o mínimo 
possível. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 4. Alcalimetria. Titulação do HCl com NaOH e sua típica curva de titulação. 
Notem que os indicadores que podem ser usados precisam modificar a cor da solução 
na região do possível ponto final de titulação (salto de pH), para que o erro seja o mínimo 
possível. 
 
 
 
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Figura 5. Alcalimetria. Titulação do CH3CO2H com NaOH e sua típica curva de titulação. 
Notem que os indicadores que podem ser usados precisam modificar a cor da solução 
na região do possível ponto final de titulação (salto de pH), para que o erro seja o mínimo 
possível. 
 
Reação de oxi-redução: neste caso a titulação envolve a reação entre um redutor e um 
oxidante e a curva é expressa em potencial de redução do sistema reacional versus 
volume de titulante (um oxidante ou um redutor). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 6. Cerimetria. Titulação do Fe (II) com Ce (IV) e sua típica curva de titulação. 
Notem que os indicadores que podem ser usados precisam modificar a cor da solução 
na região do possível ponto final de titulação (salto de potencial), para que o erro seja o 
mínimo possível. 
 
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Reação de precipitação: a curva é construída tomando-se - log [X] versus volume do 
titulante (o agente precipitante) e representa uma reação que envolve a formação de 
um composto pouco solúvel (precipitado). 
[X] = concentração molar do ânion ou do cátion solúvel (o analito de interesse não 
precipitado), presente no sistema reacional. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 7. Argentimetria. Titulação do NaCl com AgNO3 e sua típica curva de titulação. 
Notem que os indicadores que podem ser usados precisam modificar a cor da solução 
na região do possível ponto final de titulação (salto de pCl), para que o erro seja o 
mínimo possível. 
 
Reação de complexação: a curva que representa a titulação que envolve a reação entre 
um cátion metálico (Me) e um complexante (ligante) e é expresso em -log [Me] versus 
volume do titulante. 
[Me] = concentração molar do cátion metálico livre (o analito de interesse não 
complexado), presente no sistema reacional. 
 
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Figura 8. Complexometria direta. Titulação do CaCO3 com EDTA dissódico e sua típica 
curva de titulação. Notem que os indicadores que podem ser usados precisam modificar 
a cor da solução na região do possível ponto final de titulação (salto de pCa), para que 
o erro seja o mínimo possível. 
 
 
4 ALGUNS CONCEITOS IMPORTANTES DE ESTATÍSTICA USADOS EM QUÍMICA 
ANALÍTICA 
 
A função de um analista é obter um resultado o mais exato possível pela 
aplicação correta do processo analítico utilizado. Em uma análise química quantitativa, 
os resultados gerados são dependentes de uma série de fatores que determinam o 
quanto o resultado é confiável. O nível de confiança que o analista pode ter em seus 
resultados será muito pequeno, a não ser que ele conheça a precisão e a exatidão do 
método usado, assim como as fontes de erro possíveis. Dessa forma é requerido um 
conhecimento sólido da química envolvida, das possibilidades de interferências por 
parte de íons, elementos e compostos, assim como da distribuição estatística dos 
valores. 
Considere uma série de N observações da análise de uma amostra química 
organizadas em ordem crescente: 
 
x1, x2, x3, ..., x(n-1), xn 
 
 
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A média de uma determinada amostra ( ) é igual à soma das medidas de 
mesma grandeza (replicatas), dividida pela quantidade de medidas realizadas (N). 
 
 = x1 + x2 + x3 ...+ ... + x(n-1) + xn 
N 
 
 = 
∑ x 
N 
 
A replicata é o nome genérico para medidas repetidas em duplicatas, triplicatas, 
etc, derivada das análises da mesma amostra exatamente da mesma forma. 
A exatidãode uma determinação pode ser definida como a concordância entre 
o valor obtido e o valor verdadeiro ou mais provável (valor de referência aceito). A 
exatidão avalia o erro da medida. É afetada pelos erros sistemáticos ou determinados 
(atenção, buscar esse tipo de erro!!!). 
O erro absoluto de uma determinação é a diferença entre o valor observado ou 
medido e o valor verdadeiro ou mais provável da quantidade medida. Este tipo de erro 
é uma medida da exatidão do método. 
 
Erro absoluto = – Xv 
 
onde: = média dos valores obtidos na análise 
 Xv = valor verdadeiro ou mais provável 
 
 O Erro relativo (Er) é o Erro absoluto dividido pelo valor verdadeiro ou mais 
provável, expresso em porcentagem. 
 
Er = Erro absoluto 
x 100 
Xv 
 
A estimativa do desvio padrão de determinada amostra (s) é a raiz quadrada 
da média da soma dos quadrados das diferenças entre os valores e a média destes 
valores. Se considera a estimativa porque normalmente existe um valor limitado de 
medidas. O desvio padrão é uma medida que expressa o grau de dispersão de um 
conjunto de dados, ou seja, o desvio padrão indica o quanto um conjunto de dados é 
uniforme. Quanto mais próximo de 0 for o desvio padrão, mais homogêneo são os 
dados. 
 
 
 
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s = °√ ( (x1 – )
2
 + (x2 – )2 + (x3 – )2 + ... + (xn – )2 
) 
N – 1 
 
ou 
s = °√ ( ∑ (x – )
2
 
) 
N – 1 
 
Quando o número de observações é pequeno, utiliza-se o denominador é N – 1 
e não N. N – 1 é o número de graus de liberdade. Em estatística é um estimador que 
define o número de quantidades independentes que podem ser atribuídas a uma 
distribuição estatística. 
O quadrado da estimativa do desvio padrão é chamado de variância (s2). 
O coeficiente de variação (CV) ou a estimativa do desvio padrão relativo (Sr), é 
uma medida mais exata da precisão. 
 
CV ou Sr = 
s 
x 100 
 
 
 A precisão pode ser definida como a concordância de uma série de medidas da 
mesma qualidade, ou seja, a proximidade entre os resultados que foram obtidos 
exatamente da mesma forma. A precisão é fornecida pela estimativa do desvio padrão. 
É afetada pelos erros aleatórios (atenção, buscar esse tipo de erro). 
 Desta forma, a exatidão exprime em quanto a medida é correta, e a precisão 
informa sobre a reprodutibilidade das medidas. A precisão sempre acompanha a 
exatidão, mas um elevado grau de precisão não implica na exatidão do resultado. 
Em análise quantitativa, a precisão de uma medida raramente excede 1 a 2 
partes por mil. 
Os resultados analíticos devem ser descritos da seguinte forma: 
média ± desvio padrão, ou seja, ( ± s). 
 
Exemplo: Tem se uma média de 12,06 mL e um desvio padrão de 0,05 mL. Então o 
resultado deve ser descrito da seguinte forma: 12,06 ± 0,05 mL. 
 
Os Algarismos Significativos são importantes quando é necessário expressar 
o valor de uma dada grandeza determinada experimentalmente. Podem ser obtidos 
diretamente (por exemplo, a determinação de massa de uma substância por pesagem 
ou determinação do volume de uma solução em uma bureta) ou indiretamente, a partir 
dos valores de outras grandezas medidas (por exemplo, cálculo da concentração de 
 
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uma solução a partir da massa de soluto e do volume da solução). O termo dígito 
significa qualquer um dos 10 numerais, inclusive o zero. Um algarismo significativo é um 
dígito que exprime a grandeza da quantidade no lugar que ocupa. O número de 
algarismos significativos expressa a precisão de uma medida, e está relacionada aos 
dígitos que representam um resultado experimental, de modo que apenas o último dígito 
seja incerto ou duvidoso. Lembrem-se: o número de algarismos significativos não 
corresponde ao número de casas decimais. 
 
Algumas regras para a expressão dos resultados: 
1ª - Zeros à esquerda não são significativos. 
Exemplo: 0,023 – 3 casas decimais e 2 algarismos significativos 
 0,05670 – 5 casas decimais e 4 algarismos significativos 
2ª - Zero cercado por outros dígitos são sempre significativos 
Exemplo: 2,30 – 2 casas decimais e 3 algarismos significativos 
 100,00 – 2 casas decimais e 5 algarismos significativos 
3ª -Para operações de ADIÇÃO E SUBTRAÇÃO o resultado deve conter tantas casas 
decimais quanto ao componente com o menor número destas. 
Exemplo: 0,023 + 0,12 = 0,143 – o resultado final deve que ter 2 casas decimais: 0,14 
 1,245 – 0,1 = 1,145 – o resultado final deve ter 1 casa decimal: 1,1 
4ª -Para operações de MULTIPLICAÇÃO E DIVISÃO o resultado deve conter tantos 
algarismos significativos quanto ao componente com o menor número destes, 
considerando também as incertezas relativas envolvidas (essa consideração não será 
abordada na disciplina, para essa regra) 
Exemplo: 40 x 0,0150 = 0,6 – o resultado final deve que ter 2 algarismos significativos: 
0,60 
 1,245 ÷ 0,15 = 8,3 – o resultado final deve ter 2 algarismos significativos: 
8,3 
Outras regras não serão abordadas na disciplina. 
 
Regras de arredondamento: 
Quando o algarismo imediatamente seguinte ao último algarismo a ser conservado 
for inferior a 5, o último algarismo a ser conservado permanecerá sem modificação. 
Exemplo: 1,33 – 3 arredondado à primeira decimal temos: 1,3. 
Quando o algarismo imediatamente seguinte ao último algarismo a ser conservado 
for superior a 5, o último algarismo a ser conservado deverá ser aumentado de uma 
unidade. 
Exemplo: 1,66 – 6 arredondado à primeira decimal temos: 1,7. 
Quando o algarismo imediatamente seguinte ao último algarismo a ser conservado 
for 5, dever-se-á arredondar o algarismo a ser conservado para o algarismo par mais 
próximo. Consequentemente, o último a ser retirado, se for ímpar, aumentará uma 
unidade. 
Exemplo: 4,55 – 5 arredondados à primeira decimal temos: 4,6. 
Quando o algarismo imediatamente seguinte ao último a ser conservado for 5, se for 
par o algarismo a ser conservado, permanecerá sem modificação. 
Exemplo: 4,85 – 5 arredondados à primeira decimal temos: 4,8. 
 
“É especialmente importante postergar o arredondamento até que o cálculo seja 
completado. Pelo menos um dígito extra, depois dos algarismos significativos, deve ser 
 
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mantido durante todos os cálculos de maneira que se evitem os erros no 
arredondamento. Algumas vezes esse dígito extra é chamado dígito “guarda”. As 
calculadoras modernas geralmente mantêm vários dígitos extras que não são 
significativos e o usuário precisa ser cuidadoso no arredondamento apropriado de 
resultados finais para que apenas os algarismos significativos sejam incluídos.” 
(SKOOG, 2014). 
 
Exemplo: A análise de uma amostra de minério de ferro realizada por um estudante 
apresentou os seguintes valores de conteúdo percentual de ferro: 7,08; 7,21; 7,12; 7,09; 
7,16; 7,14; 7,07; 7,14; 7,18; 7,11. O técnico de laboratório também fez a análise do 
minério de ferro, obtendo um conteúdo percentual médio de 7,10 ± 0,02 %. Calcule a 
média, o desvio padrão, o coeficiente de variação, o erro absoluto e erro relativo dos 
valores, e avalie a exatidão (considere erro relativo < 1%) e a precisão (considere o 
coeficiente de variação < 1%) do estudante nesta análise. 
 
Resposta: É interessante fazer um quadro com os valores como segue a seguir 
Replicata Resultados (x) Desvio médio (x - ) (x - )2 
1 7,08 -0,05 0,0025 
2 7,21 0,08 0,0064 
3 7,12 -0,01 0,0001 
4 7,09 -0,04 0,0016 
5 7,16 0,03 0,0009 
6 7,14 0,01 0,0001 
7 7,07 -0,06 0,0036 
8 7,14 0,01 0,0001 
9 7,18 0,05 0,0025 
10 7,11 -0,02 0,0004 
total (N) = 10 ∑ x = 71,30 - ∑ (x - )2 = 0,01820 
 
O problema nos fornece as seguintes informações: 
N = 10 
∑ x = 71,30 
∑ (x - )2 = 0,01820 
Do técnico: = 7,10 %; s = ± 0,02 % 
Cálculos: 
- média 
 = 
∑ x 
N 
 
 = 
71,30 
10 
 
16 
 
 = 7,13 
 
- desvio padrão 
 
s = °√( ∑ (x – )
2
 
) 
N – 1 
 
s = °√( 
0,0182 
) 
10 – 1 
 
s = ± 0,045 
 
- Coeficiente de variação do estudanteCV = 
s 
x 100 
 
 
CV = 
0,045 
x 100 
7,13 
 
CV = 0,63 % 
 
- Coeficiente de variação do técnico do laboratório 
 
CV = 
0,02 
x 100 
7,10 
 
CV = 0,28 % 
 
 Este resultado mostra que houve precisão em ambas as análises realizadas, o 
CV < 1%. Comparando os resultados da análise do estudante com o técnico de 
laboratório, verifica-se que o estudante foi menos preciso do que o técnico. 
 
- Erro absoluto Erro relativo 
 
Erro absoluto = – Xv 
Erro absoluto = 7,13 – 7,10 
Erro absoluto = 0,03 
 
 
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Erro relativo 
Er = Erro absoluto 
X 100 
Xv 
 
Er = 0,03 
X 100 
7,10 
 
Er = 0,422 então: Er = 0,4 % 
 
 Com o resultado obtido, é possível verificar que houve exatidão do estudante na 
análise realizada (Er < 1%). 
 
5 CÁLCULOS 
Qualquer reação se completa quando o número de mol (n1) de um reagente é 
igual ao número de mol (n2) do outro reagente, dando um produto (n3), respeitando a 
relação, fração ou razão estequiométrica, conforme exemplos a seguir. 
É importante conhecer a equação química balanceada das reações 
envolvidas na metodologia para se conhecer a razão estequiométrica entre os 
reagentes e produtos. No caso da volumetria de modo geral, é de interesse saber 
quando o número de mol do titulante se iguala ao número de mol do titulado, respeitando 
a razão estequiométrica. 
 
5.1 Massa Molar (g/mol) 
Massa molar é uma unidade característica de cada composto químico. A massa 
molar (MM), também denominada de massa molecular é calculada a partir do somatório 
das massas atômicas de cada elemento para formar um mol do composto químico e as 
massas atômicas encontram-se discriminadas na tabela periódica. 
 
 
Exemplos: 
HCl – H=1; Cl=35,5 
Massa molar: 36,5 g/mol 
KMnO4 – K=39; Mn=55; O=16 
Massa molar: 158 g/mol 
 
Observação: Deve-se fazer uma importante distinção entre: número de mol (n) e 
massa molar (g/mol). 
 
 
18 
 
5.2 Número de mol (n) é uma medida química de quantidade de matéria. 
Em uma reação química balanceada o número de mol é o coeficiente de cada 
substância na reação. 
Exemplo: 
1 HCl + 1 NaOH → 1 NaCl + 1 H2O 
 
O número de mols de um composto na solução varia, de acordo com o volume 
e a concentração molar do composto, de acordo com a equação (1): 
 
(1) n = M x V ou n = MV 
 
Exemplo: 
1,0 L HCl 0,1 mol/L = 1,0 mol de HCl ou 1000 mmols de HCl 
 0,5 L HCl 0,1 mol/L = 0,5 mol de HCl ou 500 mmols de HCl 
100,0 mL HCl 0,1 mol/L = 0,01 mol de HCl ou 10 mmols de HCl 
25,00 mL HCl 0,1 mol/L = 0,0025 mol de HCl ou 2,5 mmols de HCl 
 
O número de mols de uma solução também varia com a massa de um composto, 
de acordo com a equação (2): 
(2) n = 
m 
MM 
 
Observação: Nas equações (1) e (2) tem que ser observadas as unidades adequadas. 
1 mol = 1000 mmol ou 1mmol = 0,001mol 
 
Da mesma forma que: 
1 L = 1000 mL ou 1 mL = 0,001L 
 
Da mesma forma que: 
1 g = 1000 mg ou 1 mg= 0,001 g 
 
5.3 Cálculo da razão estequiométrica 
A razão, relação ou fração estequiométrica é a relação de número de mol entre 
reagentes, ou entre reagente e produto, ou entre produtos. Depende do interesse. O 
cálculo da razão estequiométrica pode ser feito conforme as seguintes etapas: 
 
1. Escrever a equação química 
2. Balanceamento da equação química 
 
19 
 
3. Estabelecer a regra de 3 correspondente a razão estequiométrica ou a relação 
entre os reagentes envolvidos. 
 
Vejam os exemplos: 
Exemplo a) Reação do ácido clorídrico com o hidróxido de sódio: 
 
1. Escrever a equação química 
 HCl + NaOH → NaCl + H2O 
 
2. Balanceamento da equação química 
1 HCl + 1 NaOH → 1 NaCl + 1 H2O 
1 mol 1 mol 
 
3. Estabelecer a regra de 3 correspondente a razão estequiométrica ou a relação 
entre os reagentes envolvidos. 
1 mol --------- 1 mol 
n HCl --------- n NaOH 
 
Então: 
1 mol x n HCl = 1 mol x n NaOH 
1 x n HCl = 1 x n NaOH 
 
ou 
 
Em forma de fração dos reagentes envolvidos: 
n HCl 
= 
1 
n NaOH 1 
 
1 x n HCl = 1 x n NaOH 
Assim. escrevendo a equação: 
n HCl = n NaOH 
 
Observação: Para que haja reação estequiométrica entre os reagentes com formação 
de produto, o número de mols de HCl tem que ser igual ao número de mols de NaOH. 
 
Exemplo b) Reação do ácido clorídrico com o hidróxido de cálcio: 
 
2 HCl + 1 Ca(OH)2 → 1 CaCl2 + 2 H2O 
2 mol 1 mol 1 mol 
 
20 
 
 
n HCl 
= 
2 
n Ca(OH)2 1 
 
n Ca(OH)2 
= 
1 
n HCl 2 
 
n CaCl2 
= 
1 
n Ca(OH)2 1 
 
-Tomando como exemplo: 
n HCl 
= 
2 
n Ca(OH)2 1 
 
1 x n HCl = 2 x n Ca(OH)2 
 
- Ou melhor escrevendo a equação 
n HCl = 2 n Ca(OH)2 
 
Observação: Para que haja reação estequiométrica entre reagentes com formação de 
produto, o número de mols de HCl tem que o dobro do número de mols Ca(OH)2; O 
inverso, também é válido, ou seja, o número de mols Ca(OH)2 de tem que ser a metade 
do número de mols de HCl. 
 
4 HCl + 2 Ca(OH)2 → 2 CaCl2 + 4 H2O 
4 mol 2 mol 2 mol 
 
n HCl 
= 
4 
= 2 
n Ca(OH)2 2 
 
n Ca(OH)2 
= 
2 
= 
1 
n HCl 4 2 
 
 
6 HCl + 3 Ca(OH)2 → 3 CaCl2 + 4 H2O 
6 mol 3 mol 3 mol 
 
n HCl 
= 
6 
= 2 
n Ca(OH)2 3 
 
n Ca(OH)2 
= 
3 
= 
1 
n HCl 6 2 
 
 
21 
 
Observação: A razão estequiométrica não muda, apesar dos números de mols 
estequiométricos mudem. Necessita-se do dobro de HCl para reagir 
estequiometricamente com Ca(OH)2 (de acordo com as Leis Ponderais, Lei de Proust 
ou Lei das Proporções Constantes “A proporção em massa das substâncias que reagem 
e que são produzidas numa reação é fixa, constante e invariável.” e Lei de Lavoisier 
“Em uma reação química feita em recipiente fechado, a soma das massas dos reagentes 
é igual à soma das massas dos produtos.”, mais conhecida como “Na natureza nada se 
cria, nada se forma, tudo se transforma.”) 
 
Exemplo c) Reação do ânion permanganato com o cátion ferroso: 
 
1 MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+ → 1 Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O 
1 mol 5 mol 5 mol 
 
n MnO4- 
= 
1 
n Fe2+ 5 
 
n Fe2+ 
= 
5 
n MnO4- 1 
 
n Fe2+ 
= 
5 
n Fe3+ 5 
 
Observação: A razão estequiométrica não muda, apesar dos números de mols 
estequiométricos mudem. Necessita-se o número de mols de Fe(II) seja cinco vezes 
maior que o do permanganato para que a reação seja estequiométrica. 
-Tomando como exemplo: 
n MnO4- 
= 
1 
n Fe2+ 5 
 
5 x n MnO4- = 1 x n Fe2+ 
 
- Ou melhor escrevendo a equação: 
5 n MnO4- = n Fe2+ 
 
Exemplo c) Reação do ânion permanganato com o peróxido de hidrogênio: 
2 MnO4- + 5 H2O2 + 6 H+ → 2 Mn2+ + 5 O2(g) + 8 H2O 
2 mol 5 mol 5 mol 
 
 
 
22 
 
n MnO4- 
= 
2 
n H2O2 5 
 
 
n H2O2 
= 
5 
n MnO4- 2 
 
n H2O2 
= 
5 = 1 
n O2 5 
 
Observação: A razão estequiométrica não muda, apesar dos números de mols 
estequiométricos mudem. Necessita-se que o número de mols de permanganato seja 
2/5 da água oxigenada para que a reação seja estequiométrica; e vice-versa, necessita-
se que o número de mols de água oxigenada seja 5/2 do permanganato para que a 
reação seja estequiométrica. 
 
-Tomando como exemplo: 
n MnO4- 
= 
2 
n H2O2 5 
 
5 x n MnO4- = 2 x n H2O2 
 
- Ou melhor escrevendo a equação: 
5 n MnO4- = 2 n H2O2 
 
 
5.4 Concentração Molar (M) e número de mol (n) 
Para qualquer reação, para relacionar concentração molar com número de mol tem-
se a equação (1): 
 
(1) n = M x V ou n = MV 
 
n = número de mol (mol ou mmol) 
M = concentração molar (mol/L ou mmol/mL) 
V = volume (L ou mL) 
 
Assim, utilizando a reação química, a razão estequiométrica e a relação de 
concentração molar e número de mol (equação 1), Calcular o volume de HCl 0,1000 
mol/L gasto para reagir com 20,00mL Ca(OH)2 0,05000 mol/L. 
 
23 
 
Reação: 
2 HCl + 1 Ca(OH)2 → 1 CaCl2 + 2 H2O 
2 mol 1 mol 1 mol 
 
Razão estequiométrica 
n HCl 
= 
2 
= 2 
n Ca(OH)2 1 
 
- Que pode ser rearranjada dando a equação (2): 
(2) n HCl = 2 n Ca(OH)2 
- Aplicando a relação entre número de mol e concentraçãomolar equação (1) em (2) 
tem-se (3): 
(MV) HCl = 2 (MV) Ca(OH)2 
- Aplicando tem-se: 
(0,1000xV) HCl = 2 (0,05000x20,00) Ca(OH)2 
V HCl = 20,00 mL 
 
Observação: O mesmo raciocínio se aplica quando se conhece o número de mol (ou 
mmol) no titulado e deseja-se saber a concentração do titulante. 
A concentração de uma solução pode ser expressa em diferentes unidades de 
massa, volume, número de mol, etc. As unidades mais utilizadas estão destacadas na 
Tabela 1. O importante saber transformar um tipo de concentração em outra para uma 
mesma solução ou composto. 
 
OBSERVAÇÕES: 
1. Para soluções aquosas, como 1L de água  1,0 kg (1L de água pesa 1,008 kg, 
a 25 oC), utiliza-se também a notação ppm, que significa miligrama de 
soluto/Litro de solução (mg/L). 
 
2. Em análises de ultra - traços costuma-se usar as notações ppb (parte por bilhão) 
e ppt (parte por trilhão). 
 ppb = micrograma de soluto/quilo (ou Litro) de amostra (g/kg) ou (g/L) 
 ppt = nanograma de soluto/quilo (ou Litro) de amostra (ng/kg) ou (ng/L) 
 
 
 
 
 
 
24 
 
 
Tabela 1 – Unidades de concentração mais utilizadas em estequiometria de soluções. 
 
NOME SÍMBOLO DEFINIÇÃO UNIDADE 
 
Título 
 
T 
grama de soluto/Litro de solução 
ou 
miligrama soluto/ mililitro solução 
g/L 
ou 
mg/mL 
 
Concentração 
molar 
 
M 
mol de soluto/Litro de solução 
ou 
milimol de soluto/ mililitro de solução 
mol/L 
ou 
mmol/mL 
Porcentagem 
massa por 
volume 
% (m/v) grama de soluto/100 mL de solução g/100 mL 
Porcentagem 
massa por 
massa 
% (m/m) grama de soluto/100 grama de solução g/100 g 
Porcentagem 
volume por 
volume 
% (v/v) mililitro de soluto/100 mililitro de solução mL/100 mL 
 
Partes por 
milhão 
 
ppm 
miligrama soluto/quilograma amostra 
ou 
miligrama de soluto/Litro de solução 
mg/kg 
ou 
mg/L 
 
Siglas Matemáticas: 
O Fator representa o quanto aquele prefixo equivale a unidade! 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exemplos: 
Múltiplos e Submúltiplos do Sistema Internacional 
Fator Prefixo Símbolo Equivalente 
1024 yotta Y 1000000000000000000000000 
1021 zetta Z 1000000000000000000000 
1018 exa E 1000000000000000000 
1015 peta P 1000000000000000 
1012 tera T 1000000000000 
109 giga G 1000000000 
106 mega M 1000000 
103 quilo k 1000 
102 hecto h 100 
101 deca da 10 
unidade 
10-1 deci d 0,1 
10-2 centi c 0,01 
10-3 mili m 0,001 
10-6 micro μ 0,000001 
10-9 nano n 0,000000001 
10-12 pico p 0,000000000001 
10-15 femto f 0,000000000000001 
10-18 atto a 0,000000000000000001 
10-21 zepto z 0,000000000000000000001 
10-24 yocto y 0,000000000000000000000001 
 
25 
 
1 mg = 10-3 g 1 g = 10-6 g 1 ng = 10-9 g 
1 mL = 10-3 L 1 L = 10-3 mL 1 mL = 10-6 L 
1 mol = 1000 mmol 1 mmol = 10 -3 mol 
 
Observação: 
É útil saber que: 1 m3 = 1000L 1 dm3 = 1L 1 cm3 = 1 mL 
 
6 TRANSFORMAÇÃO DE UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO 
 
(a) Título (g/L) ou (mg/mL) 
 
 
ou 
 
 
 
 Conhecendo-se a concentração molar (mol/L ou mmol/mL) pode-se através da 
massa molar (g/mol) pode-se transformar o número de mols em gramas, obtendo-se 
assim o título (T – g/L ou mg/mL) do soluto na solução. 
 
(b) %(m/v) 
Dividindo-se o título por 10 pode-se calcular a % (m/v), já que a %(m/V) é a 
massa de soluto em 100 mL de solução, enquanto o Título é a massa do soluto em 1000 
mL (1L) de solução. 
 
 
 
 
(c) partes por milhão (ppm) 
Multiplicando-se o Título por 1000, obtém-se ppm, que é mg soluto em 1 L de 
solução. Esta multiplicação por 1000 nada mais é que 1g = 1000 mg. 
 
ppm (mg/L) = T (g/L) x 1000 
 
(d) %(m/v) a partir de %(m/m) 
T (g/L) = 
M (mol/L) 
MM (g/mol) 
T (mg/mL) = 
M (mmol/mL) 
MM (mg/mmol) 
%(m/v) (g/100 mL) = 
T (g/L) 
10 
 
26 
 
A %(m/m) é massa de soluto em gramas por 100 gramas de solução. Esta 
unidade não é útil quando se quer medir um volume, pois não se sabe que massa de 
soluto está contida em um volume específico. Porém, medindo-se um certo volume, 
como por exemplo, 1,0 mL, dessa solução e pesando-a, tem-se a densidade (d) da 
solução, ou seja, tem-se a massa em grama por cada mL de solução. 
 
%(m/v) = %(m/m) x d 
 
Com suas unidades específicas: 
 
g soluto 
= 
g soluto 
x 
g solução 
100 mL solução 100 g solução mL solução 
 
 
Observação: No desenvolvimento de todos os cálculos estequiométricos deve-se 
escrever, sempre, as respectivas unidades para evitar erros na expressão final do 
resultado. 
 
Esquema para transformação de unidades 
 
 Neste resumo é possível fazer as transformações de unidades adequadas mais 
utilizadas na Volumetria. 
 
Figura 9. Transformações de unidades mais usadas na Volumetria. 
 
Exemplo de uso do resumo de transformação de unidades: como calcular a m (massa 
em gramas), a partir da MM e do n? 
 
27 
 
 
m (g) = n (mol) x MM (g/mol) 
7 DILUIÇÃO DE UMA SOLUÇÃO – FATOR DE DILUIÇÃO 
 
Muitas vezes a amostra desconhecida a ser analisada possui uma 
concentração muito mais elevada que a concentração do titulante usado. Isto 
implica em erro na determinação, ou seja, quando se aplica (MV) titulante = (MV) titulado, o 
volume de titulante gasto será tão maior quanto mais concentrada for a amostra. Logo, 
tecnicamente, encher várias vezes a bureta acarretará erros na medida do volume de 
titulante e, consequentemente no cálculo da concentração exata da amostra em 
questão. 
Quando isto ocorrer o ideal é realizar uma diluição na amostra desconhecida. 
Esta diluição será feita levando em conta as concentrações do titulante e da amostra 
em questão, e dela sairá um fator, denominado Fator de diluição (Fd) que será 
calculado com a finalidade da concentração da amostra, após diluição, se tornar 
aproximadamente igual à concentração do titulante. Este fator será utilizado nos 
cálculos para o acerto da concentração real da amostra. 
 
EXEMPLO 1: Calcular a nova concentração ao se pipetar 10,00 mL de uma solução 
0,2000 mol/L de HCl para um balão volumétrico de 100,0 mL e completar o volume do 
balão com água destilada. Se esta solução foi diluída. Qual será o fator de diluição? 
 
R: A solução foi diluída. Observando-se o volume tem-se que a diluição foi de 10 para 
100, ou seja, foi colocada 10,00 mL de solução e 90,00 mL de água. Guardando as 
devidas proporções, foi feita uma diluição de 1 para 10. 
Assim, o fator de diluição calculado será: 
 
Fator de diluição (Fd) = 
V final (solução diluída) 
= 
100,0 
= 10 
V inicial (solução concentrada) 10,00 
 
Em função da concentração molar inicial (amostra concentrada) e final (amostra 
diluída) da solução tem-se que: se houve diluição a concentração final é menor que a 
inicial. Assim, se o fator de diluição foi 10, a concentração molar final é 10 vezes menor 
que a concentração molar inicial da solução. Provando essa afirmação tem-se: 
 
(MV) inicial = (MV) final ou (MV) concentrado = (MV) diluído (MV) = (M’V’) 
 
 
28 
 
Fator de diluição (Fd) = 
M inicial 
M final 
 
EXEMPLO 2: Exemplo: Dada 50,00 mL de uma solução 0,2000 mol/L– diluir 10 vezes 
– qual o volume final? Qual a concentração molar final dessa solução? 
Utilizando a mesma expressão acima tem-se: 
Fator de diluição (Fd) = 
V final (solução diluída) 
V inicial (solução concentrada) 
 
10 = 
V final (solução diluída) 
50,00 
 
 
V final (solução diluída) = 50,00 x 10 = 500,0 mL 
 
Como: (MV) concentrado = (MV) diluído 
 (0,2000 x 50,00) concentrado = (M x 500,0) diluído 
 M diluído = 0,02 mol/L 
Se a concentração inicial era 0,2000 mol/L e a final é 0,02000 mol/L, basta dividir a 
concentração inicial pela final para se ter o fator de diluição, F = 10. 
 
Fator de diluição 
(Fd) 
= 
M inicial 
= 
0,2000 
= 10 
M’ final 0,02000 
 
OBSERVAÇÃO 1: Se o fator é dado para se ter a concentração inicial, basta multiplicar 
a concentração final por F. 
OBSERVAÇÃO 2: Se o fator é dado para se ter a concentração final, basta dividir aconcentração inicial por F. 
 
EXEMPLO 3: Ao se pipetar 5,00 mL de uma solução 0,200 mol/L de HCl para um balão 
volumétrico de 100,0 mL e completar o volume do balão com água destilada, tem-se 
uma solução 20 vezes mais diluída, isto é, com um fator de diluição igual a 20 (F = 20). 
Por quê? Qual a nova concentração da solução diluída de HCl? 
 
R: Para calcular a concentração da solução diluída de HCl pode-se dividir a 
concentração inicial pelo fator de diluição (lembrar que, quando há diluição, ou seja, 
adição de água destilada, a concentração da solução final diminui). 
 
Assim: 
 
29 
 
 
M diluído = 
M concentrado 
Fator de diluição (Fd) 
 
M diluído = 
0,200 (mol/L) 
20 
 
M diluído = 0,0100 mol/L 
 
ou 
 
Pode também aplicar: 
 
(MV) concentrado = (MV) diluído 
 
0,200 mmol/mL x 5,00 mL = M x 100,0 mL 
 
M diluído = 0,0100 mmol/mL = 0,0100 mol/L 
 
EXEMPLO 4: 
(a) Como preparar 500,0 mL de uma solução 1:20 partindo de uma solução 2 mol/L de 
NaOH? 
(b) Qual será a concentração da nova solução? 
Observação: Diluição 1:20 é uma outra forma de expressar o fator de diluição. Significa 
que para cada 1 parte de concentrado tem-se 20 partes de solução diluída, ou seja, Fd 
= 20. 
R: Então: 
 
1 mL concentrada --------- 20 mL diluída 
X --------- 500,0 mL 
 
X = 25,00 mL da solução concentrada 
 
R: Pipeta-se 25,00 mL da solução 2 mol/L para balão volumétrico de 500,0mL e 
completa-se o volume com água destilada. Homogeneizar. 
 
Observação: os Fatores ou proporções não são contabilizados para verificar o número 
de algarismos significativos. 
 
 
30 
 
 
 
b) (MV) concentrado = (MV) diluído 
 
2 mmol/mL x 25,00 mL = M diluído x 500,0 mL 
 
M diluído = 0,1 mmol/mL = 0,1 mol/L 
 
OBSERVAÇÕES GERAIS: 
1- Esta relação é válida para qualquer tipo de concentração (C), tal como, ppm, T, 
%(m/v), etc. 
 
Fator de diluição (Fd) = 
C inicial 
C final 
 
2- Em uma diluição considera-se a amostra como a solução concentrada. Ao adicionar 
água à amostra a solução final é a solução diluída. Assim, o volume da solução diluída 
é maior que o volume da solução concentrada; com relação à concentração é o inverso, 
ou seja, a concentração da solução diluída é menor que a concentração da amostra. 
 
3- Usualmente nos cálculos volumétricos se deseja descobrir a concentração molar 
(mol/L) do analito de interesse. Porém, os volumes utilizados geralmente estão na 
ordem de mililitros (mL), o que faz com que nos cálculos os valores devam ser 
transformados para mesma ordem de grandeza. Dessa forma, sabendo que a relação 
das unidades mmol/mL = mol/L, evita-se a transformação do número, o que pode vir a 
diminuir os erros de transformação do número. 
 
4- O mesmo se atribui a relação de unidade de concentração comum (Título), onde g/L 
= mg/mL. 
 
 
 
 
 
 
 
 
31 
 
8 INTRODUÇÃO À ANÁLISE VOLUMÉTRICA 
 
Os principais materiais de trabalho, na análise volumétrica, são os instrumentos 
de vidro. Servem basicamente para medir, conter, preparar e transportar soluções. Todo 
este material deve estar limpo e seco. 
 
8.1 Limpeza das vidrarias 
Todos os instrumentos de vidro ou de porcelana devem estar absolutamente 
limpos a fim de possibilitar a realização de análises sem o perigo de contaminação. 
Devem, então, ser lavados imediatamente após o uso, sempre. Os resíduos de algumas 
soluções ou de precipitados atacam o vidro e a porcelana e, com o tempo, a remoção 
desses resíduos tornam-se cada vez mais difíceis, provocando alterações na 
capacidade dos recipientes. Os instrumentos volumétricos devem ser totalmente 
desengordurados, caso contrário, a presença de traços de gordura provocará a retenção 
do líquido sob a forma de gotículas nas paredes dos recipientes, impedindo seu 
escoamento total. 
 
8.1.1 Soluções de Limpeza 
Os equipamentos volumétricos, se construídos de vidro ou porcelana, não são 
atacados por ácidos (exceto o HF, ácido fluorídrico) ou soluções diluídas de detergente. 
Utilizam-se, geralmente, diferentes soluções de limpeza. Algumas descritas a seguir: 
(a) Solução de detergente 1 – 2 %; 
(b) Solução sulfonítrica (ácido sulfúrico concentrado em ácido nítrico concentrado); 
(c) Solução de etanolato ou alcoolato de sódio ou potássio hidróxido de sódio ou 
potássio dissolvido em etanol ou álcool etílico). 
 
8.1.2 Procedimento geral 
a) Lavar toda vidraria (balões, bécheres, pipetas, buretas e outros) primeiro com água, 
água e sabão ou outro detergente. 
Observação: Em geral, lava-se com a solução de detergente 1 – 2% (às vezes, 
ligeiramente aquecida) para desengordurar o material. É comum deixar o material 
imerso nessa solução, em recipiente grande de plástico, durante um certo tempo. Se 
necessário, pode-se utilizar o auxílio de escova adequada para ajudar na remoção da 
gordura. 
 
 
32 
 
b) Se necessário, lavar novamente com uma mistura própria para remover os últimos 
traços de gordura (solução sulfonítrica, por exemplo). 
c) Em seguida, enxaguar repetidas vezes com água corrente. 
d) Enxaguar com água destilada. 
e) Se for usar a vidraria após a limpeza, utilizar a técnica descrita de “rinsagem” 
descrita abaixo. Se for guardar para uso posterior, deixar secar em ambiente 
ventilado. 
f) Guardar vidraria limpa. 
 
Observação 1: Caso este procedimento não seja suficiente, costuma-se deixar o frasco 
imerso em sulfonítrica (cerca de uma hora), antes de ser lavado e testado. 
Observação 2: Em casos extremos, usar para a limpeza etanolato de sódio ou potássio. 
Esta solução ataca rapidamente o vidro. Então, o tempo de contato do etanolato com o 
material de vidro não deve ultrapassar a 60 segundos. Se esta solução for usada, após 
lavar o material diversas vezes com água, usar também uma solução diluída de HCl 
para neutralizar qualquer traço de substância alcalina, e, em seguida, lavar novamente 
o material com água destilada. Deve-se evitar ao máximo o uso de etanolato na limpeza 
do material volumétrico. Qualquer substância abrasiva deve ser evitada na limpeza 
destes materiais. 
Observação 3: A solução sulfonítrica não deve ser usada para a limpeza indiscriminada 
de vidraria ou para remoção de materiais estranhos aderentes em suas paredes. Usar 
a sulfonítrica após a limpeza normal e somente para eliminar os resíduos mais 
resistentes. Para usar a mistura sulfonítrica, decantar a solução límpida para o recipiente 
a ser desengordurado e, após o uso, recolocar a mesma no frasco próprio. 
 
CUIDADO: 
A solução sulfonítrica, em contato com a pele ou tecido, destrói os mesmos. 
Respingos na roupa ou na pele devem ser imediatamente lavados com água em 
abundância e, em seguida, tratadas com uma pasta de bicarbonato de sódio ou bórax. 
Porções caídas sobre a bancada ou chão devem ser imediatamente neutralizadas com 
bicarbonato de sódio e depois lavadas com água. 
 
8.1.3 Técnicas de Limpeza 
Para uso imediato no laboratório, durante a parte experimental da aula, os frascos 
volumétricos, tais como erlenmeyers, bécheres, provetas, por exemplo, devem ser 
limpos agitando-se uma pequena quantidade da solução de detergente 1-2% com 
auxílio de escova adequada. Para as pipetas de modo geral e para a bureta, a solução 
 
33 
 
detergente deve ser introduzida e “chacoalhada” para ajudar na remoção para ajudar na 
remoção da gordura. Lavar com bastante água para eliminação do detergente. Lavar 
com água destilada. 
Observação: Quando o material vidro é lavado durante a aula experimental e tem-se a 
necessidade de eliminar essa água, é comum “lavar” (to rinse) ou “rinsar” o material de 
vidro com a solução que vai ser utilizada nele. 
 
Rinsar: É lavar as paredes internas de um recipiente, com auxílio de um pequeno 
volume da solução de interesse e com movimentos de rotação, para eliminar a água de 
lavagem. É um processo especial de limpeza. 
 
É importante detectar que vidraria pode ser “rinsada”ou não. 
 
Observação: Na volumetria, quase todas as vidrarias devem ser “rinsadas”, com 
exceção do Erlenmeyer e do Balão Volumétrico. 
 
As características das vidrarias mais comuns, suas finalidades, técnicas de uso 
e o procedimento de limpeza são apresentadas a seguir: 
 
8.2 VIDRARIAS 
8.2.1 - DESCRIÇÃO E USO 
a) Bureta Volumétrica – Instrumento de medida de precisão (Figura 10). 
 
Figura 10. Bureta volumétrica, capacidade 50,00 mL, aferida a 20oC e com precisão de 
0,05mL, torneira de Teflon. 
 
34 
 
 
É um instrumento que serve para medir o volume de soluções. É constituído por 
um tubo cilíndrico de seção uniforme, graduado em subdivisões de mililitros (mL), com 
uma torneira que controla o fluxo do fluido. A característica de escoar a solução gota a 
gota e, ao mesmo tempo indicar o volume por ela escoado, faz da bureta um instrumento 
importante na titulação (ver conceito mais adiante). 
As buretas volumétricas usadas mais comuns são as que possuem capacidade de: 5,00; 
10,00; 25,00 e 50,00 mL. Existem buretas de diferentes tipos e capacidades de pistão, 
automáticas, entre outras. No laboratório de Química Analítica vão ser usadas buretas 
com capacidade de 50,00 mL. 
 
Preenchimento da bureta com a “solução de trabalho”: 
- Verificar se bureta volumétrica está limpa e seca. 
- Se não tiver certeza, lavar com água destilada, observar se está engordurada 
(presença de gotículas de água retidas nas paredes da bureta). 
- Se tem gotículas, proceder a limpeza com detergente, água, água destilada. 
- Neste caso, para eliminar a água de lavagem, rinsar com a “solução de trabalho” (duas 
vezes, pelo menos). 
- Preencher completamente a bureta como a solução de trabalho, inclusive abaixo da 
torneira. 
- Observar se perto da torneira tem bolha de ar. Eliminar esta bolha, dando pancadinhas 
na bureta com a mão (a torneira deve estar aberta, para facilitar a saída da bolha de ar). 
Não deve ter nenhuma bolha de ar. 
- Preencher a bureta com a solução de trabalho até acima do traço do 0,00. Aferir a 
bureta no traço 0,00. 
Observação: A Figura 2, onde se tem uma foto contendo as extremidades da bureta. A 
bureta deve que ser aferida no traço correspondente ao 0,00 (costuma-se chamar 
zerar). Ao ser usada, a solução de trabalho não pode descer abaixo do traço de 50,00. 
No procedimento experimental em questão, deve-se gastar entre 0,00 e 50,00 mL da 
solução de trabalho. 
 
35 
 
 
 Figura 11. Extremidades de uma bureta volumétrica (Fonte: SKOOG et al., 2004). 
 
- A superfície do líquido (solução de trabalho) é curva, em formato de lua, e é 
denominada de menisco. O traço do 0,00 tem que coincidir com a base do inferior do 
menisco (tangenciar o menisco da solução). Para aferir corretamente a bureta em 0,00 
ou para ler qualquer volume na bureta volumétrica, manter os olhos alinhados 
horizontalmente com traço zero, evitando erro de paralaxe durante a leitura (Figura 3). 
(d) A leitura do volume gasto após a titulação é indicada pelo novo traço tangente ao 
menisco alinhado com os olhos. 
 
36 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 12. Como fazer a leitura correta do volume de uma bureta volumétrica (Fonte: 
SKOOG et al., 2004). 
 
Observação: 
Em soluções coloridas não se pode observar o menisco (Figura 13), então, no lugar de 
tangente observa-se mais um alinhamento (feito entre o traço e a superfície superior do 
líquido colorido). 
 
Leitura incorreta 
Leitura correta 
Leitura incorreta 
 
37 
 
 
Figura 13. Bureta com solução de KMnO4. Não se pode observar corretamente o 
menisco da solução. 
 Fonte:http://2.bp.blogspot.com/-
WTIy3dinqAA/VToWfEPjHiI/AAAAAAAAAG8/LKsYrrRDrww/s1600/VALORACION%2B
REDOX.jpg 
 
 
Figura 14. Preenchimento de bureta com a solução de trabalho (feita com auxílio de 
bécher “rinsado” previamente com a solução de trabalho. Última figura, como deve ser 
feita a leitura. 
 
b) Pipeta Volumétrica – Instrumento de medida de precisão. 
Pípeta volumétrica, como ilustrada na Figura 15, é a vidraria utilizada para a 
transferência quantitativa de determinado volume de solução. Consiste um tubo de vidro 
http://2.bp.blogspot.com/-WTIy3dinqAA/VToWfEPjHiI/AAAAAAAAAG8/LKsYrrRDrww/s1600/VALORACION%2BREDOX.jpg
http://2.bp.blogspot.com/-WTIy3dinqAA/VToWfEPjHiI/AAAAAAAAAG8/LKsYrrRDrww/s1600/VALORACION%2BREDOX.jpg
http://2.bp.blogspot.com/-WTIy3dinqAA/VToWfEPjHiI/AAAAAAAAAG8/LKsYrrRDrww/s1600/VALORACION%2BREDOX.jpg
 
38 
 
com as extremidades afiladas, em que se recolhe, por aspiração, um líquido, a fim de 
medir-lhe, com precisão, o volume. São construídas com capacidades que variam de 
1,00 a 100,0 mL (Figura 16). Existem também as micropipetas, as quais possuem 
capacidade na faixa de 1 a 1000 µL, com volumes fixos ou variáveis. 
 
 
 
 
 
Figura 15. Pipeta volumétrica de 25,00 mL, com precisão de 0,03 mL. 
Fonte: https://www.forlabexpress.com.br/vidraria/pipeta-volumetrica-50-ml-brand-
classe-a-com-certificado-de-lote-usp-esgotamento-total 
 
 
https://www.forlabexpress.com.br/vidraria/pipeta-volumetrica-50-ml-brand-classe-a-com-certificado-de-lote-usp-esgotamento-total
https://www.forlabexpress.com.br/vidraria/pipeta-volumetrica-50-ml-brand-classe-a-com-certificado-de-lote-usp-esgotamento-total
 
39 
 
 
Figura 16. Pipetas volumétricas de diferentes capacidades de volume: 5,00; 10,00; 
25,00 e 50,00 mL. 
 
Técnica de uso: O líquido de trabalho deve ser aspirado de um bécher previamente 
rinsado com essa solução de trabalho, com o auxílio de um pipetador manual (Figura 
7), Antes de introduzir a pipeta, pela primeira vez, na solução a ser aspirada, a 
extremidade inferior externa deve ser seca com um pedaço de toalha de papel para 
evitar a água altere a concentração da solução. Esta vidraria deve ser rinsada com a 
solução a ser pipetada, tal como o bécher. Explicando melhor, rinsar o bécher, rinsar a 
pipeta, tomar outra porção de solução de trabalho e pipetar. 
 
 
Figura 17. Pipetador tipo pêra e pipetador tipo Pi-Pump (pipetador manual). 
Fonte:https://tse4.mm.bing.net/th?id=OIP.cx3eC62bmMqlq99jaWvEIgHaHa&pid=Api&
P=0&w=300&h=300 
https://tse4.mm.bing.net/th?id=OIP.cx3eC62bmMqlq99jaWvEIgHaHa&pid=Api&P=0&w=300&h=300
https://tse4.mm.bing.net/th?id=OIP.cx3eC62bmMqlq99jaWvEIgHaHa&pid=Api&P=0&w=300&h=300
 
40 
 
Rinsar: Introduzir a pipeta na solução de trabalho, aspirando (com o auxílio de 
equipamento próprio, tal como pipete ou pera de três vias - Figura 17). Pipetar até 
preencher metade do corpo central da pipeta e, com movimentos lentos e rotativos 
espalhar a solução por toda a superfície interna. Jogar fora a solução de lavagem. 
 
Pipetar: Com a pipeta rinsada com a solução de trabalho, aspirar normalmente a 
solução até acima do traço de aferição da pipeta. Parar de aspirar e reter a solução. 
Deixar escoar até que o menisco da solução tangenciar esse traço. Escoar a solução 
da pipeta no recipiente desejado. 
 
Observação: Sempre que desejar reter a solução na pipeta, utilizar o equipamento ou 
o dedo indicador que deverá estar previamente seco. A gota residual no bico da pipeta 
deverá ou NÃO ser soprada, dependendo do tipo de calibração do instrumento (ver 
especificação da pipeta). 
 
(c) Balão Volumétrico – Instrumento de medida de precisão 
Como ilustrado na Figura 18, o balão volumétrico é um frasco esférico, de fundo 
chato, de colo longo, com uma marca de aferição, utilizado para conter um volume exato 
de uma solução. Possuem capacidade que variam de 5,00 a 2000,0 mL. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 18. Balões volumétricos para preparação de diferentes volumes de solução 
(Fonte: SKOOG et al. 2004). 
 
 
41 
 
Técnica de uso: O balão volumétrico é comumente utilizado para se fazer diluições ou 
preparar soluções. Após a perfeita limpeza com água destilada introduzir um 
determinado volume ou massa, da solução a ser diluída ou preparada.A capacidade 
total do balão é completada com água destilada até que o traço da graduação do balão 
fique tangente ao menisco da solução. Fechar e agitar (homogeneizar). 
 
Observação: O balão volumétrico é uma vidraria que vai conter a substância a ser 
diluída ou preparada; e, por isso nunca deve ser rinsado com a solução de trabalho. 
Exemplo: Preparar 100,0 mL de solução 0,1mol/L a partir de uma solução 1,0 mol/L. 
Partindo do princípio que n = MV. 
O volume de solução concentrada a ser adicionada no balão volumétrico de 100,0 mL, 
são 10,00 mL da solução 1,0mol/L, que são pipetados para o balão; adicionar 90,00 mL 
de água, ou seja, adicionar água até o traço de aferição do balão volumétrico e 
homogeneizar. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 19. Etapas de preparo de soluções ou diluições. 
 
(d) Proveta Graduada – Instrumento de medidas aproximadas. 
Como ilustrado na Figura 20, a proveta graduada é um recipiente cilíndrico, 
graduado, para medição de líquidos ou recolhimento de gases, que deve estar bem 
limpo, como não é um a vidraria que mede volumes precisos, não tem a necessidade 
de rinsagem para ser utilizada. Existem provetas graduadas de capacidade variada, 
desde 1,0 mL a 2,0 L. 
 
 
42 
 
 
Figura 20. Provetas graduadas com capacidade para conter diferentes volumes. 
 
 
(e) Erlenmeyer – Instrumento próprio para se fazer uma titulação. 
Como ilustrado na Figura 21, o erlenemeyer é um frasco de forma cônica com 
uma base plana com a extremidade superior mais estreita como uma boca. Sua forma 
dificulta projeções de líquido para o meio externo, se ele é agitado. Se, é pirex ou 
borossilicato pode ser levado ao aquecimento em placa de aquecimento. Não é um 
instrumento de medida. Existem erlenmeyers de capacidade variada. Serão utilizados 
em nossos experimentos erlenmeyer de 250 mL 
 
 
Figura 21. Erlenmeyers com capacidade para conter diferentes volumes. 
 
Observação: É com esta vidraria que se faz a reação pela técnica volumétrica. Assim, 
tal como o balão, o erlenmeyer deve ser limpo e lavado com água destilada. NUNCA 
deverá ser rinsado com a solução a ser titulada. 
 
43 
 
 
(f) Bécher – Instrumento próprio para encerrar líquidos e/ou sólidos 
Como ilustrado na Figura 22, bécher é um copo cilíndrico de vidro ou de plástico. 
Também denominado de copo químico e de copo de transferência. É muito utilizado 
para pesagem, para dissoluções prévias ou para transferência de soluções para uma 
bureta, por exemplo, ou conter líquidos que serão pipetados. Não é um instrumento de 
medida. Existem bécheres de capacidade variada, desde 5,0 mL até 2,0 L. 
 
 
 
Figura 22. Copos tipo Bécher com capacidade para conter diferentes volumes. 
 
(f) Pipeta graduada – Instrumento próprio para transferir quantidades variáveis de 
volume 
 
Como ilustrado na Figura 23 a pipeta graduada é um instrumento utilizado para 
a transferência de diferentes volumes, com certa precisão. É um tubo de vidro com as 
extremidades afiladas, em que se recolhe, por aspiração, um líquido, a fim de medir-lhe, 
o volume. São construídas com capacidades que variam de 1,00 a 50,00 mL. 
 
 
44 
 
 
Figura 23. Provetas graduadas, de diferentes capacidades. 
 
Fonte:https://www.metaquimica.com/media/catalog/product/cache/1/image/9df78eab33
525d08d6e5fb8d27136e95/p/i/pipeta-sorologica-graduada-capacidade-10ml-divisao-1-
10-_pp_-pct-50un.jpg 
 
Técnica de uso: Antes de introduzir a pipeta, pela primeira vez, na solução a ser 
medida, esta deve estar seca. Se não estiver, secar a sua extremidade inferior externa 
com um pedaço de toalha de papel para evitar diluições, e rinsar (lavar com a solução 
a ser pipetada). Introduzir a pipeta na solução e aspirar essa solução de interesse com 
equipamento próprio. Parar de aspirar e reter a solução com o equipamento ou o dedo 
indicador. Escoar no recipiente desejado. 
 
 
9 EQUIPAMENTOS E ACESSÓRIOS COMUNS EM UM LABORATÓRIO DE QUÍMICA 
 
Os equipamentos e acessórios mais comuns que podem ser encontrados em um 
laboratório de química seguem relacionados abaixo: 
Equipamento/acessóripo Função 
 Agitador magnético: utilizado para agitar 
soluções e líquidos. Com o auxílio da barra 
magnética, produzem um eficiente sistema de 
agitação. Alguns aparelhos fornecem programa 
de temperatura. 
 
 
 
 
 
Barra magnética: de vários tamanhos e formas. 
Junto com o agitador magnético, formam um 
https://www.metaquimica.com/media/catalog/product/cache/1/image/9df78eab33525d08d6e5fb8d27136e95/p/i/pipeta-sorologica-graduada-capacidade-10ml-divisao-1-10-_pp_-pct-50un.jpg
https://www.metaquimica.com/media/catalog/product/cache/1/image/9df78eab33525d08d6e5fb8d27136e95/p/i/pipeta-sorologica-graduada-capacidade-10ml-divisao-1-10-_pp_-pct-50un.jpg
https://www.metaquimica.com/media/catalog/product/cache/1/image/9df78eab33525d08d6e5fb8d27136e95/p/i/pipeta-sorologica-graduada-capacidade-10ml-divisao-1-10-_pp_-pct-50un.jpg
 
45 
 
 
 
 
 
sistema de agitação, permitindo um meio de 
homogeneizar a solução. 
 
Balança Analítica: utilizada para determinação 
de massa. Mensura com precisão pequenas 
massas de amostras. A macrobalança é o tipo 
mais comum de balança analítica; ela suporta a 
carga máxima de 160 a 200 g e tem precisão de 
0,1 mg. 
 
Centrífuga: utilizada para separação de misturas 
imiscíveis do tipo sólido-líquido, quando o sólido 
se encontra finamente disperso no líquido. 
 
Estufa: utilizada para secagem de substâncias 
sólidas contendo umidade ou de utensílios de 
laboratório. 
 
 
Capela de exaustão: utilizada para manusear 
substâncias perigosas que produzem vapores, 
partículas ou líquidos em quantidades e 
concentrações perigosas. 
 
 
46 
 
 
 
 
 
Medidor de pH de bancada: É composto 
basicamente por um eletrodo conectado a um 
potenciômetro, que possibilita a conversão do 
valor de potencial do eletrodo em unidades de 
pH. Quando o eletrodo é submerso na amostra, 
ele produz milivolts que são transformados para 
uma escala de pH. 
 
Destilador de água: Empregado na destilação de 
água potável, separando dos sais minerais que 
estão na água e produzir água de boa pureza, 
para o preparo de soluções. 
 
 
Deionizador de água: utilizado para remover os 
sais minerais que estão na água e produzir uma 
água de boa pureza. É mais econômico do que 
o destilador não só pelo uso total da água 
utilizada, mas também por ter um baixo consumo 
de energia elétrica durante o processo de 
purificação. 
 
 
 
 
 
 
 
Bico de Bunsen e bico de Meker: utilizados como 
fonte de calor destinada ao aquecimento de 
materiais não inflamáveis. O bico de Meker 
possui uma grelha na parte de cima. 
 
 Tela de amianto: tela metálica (de aço), com o 
centro recoberto em amianto ou cerâmica, 
utilizada para distribuir uniformemente o calor 
recebido da chama do bico de Bunsen para todo 
o recipiente. 
 
Tripé: utilizado para dar sustentação à tela de 
amianto. 
 
 
47 
 
 
Suporte universal: utilizado para dar sustentação 
aos materiais de laboratório que precisão ficar 
suspensos, frequentemente utilizado com garras 
para prender a bureta em processos de titulação. 
 
 
 
 
Garras ou pinças para bureta: utilizadas para dar 
sustentação as buretas no suporte universal. 
 
Pinça metálica: utilizado para segurar objetos 
aquecidos. 
 
 
48 
 
 
Espátula: utilizada para transferência de 
substâncias sólidas. 
 
 
Dessecador: utilizado para guardar substâncias 
em atmosfera com baixa umidade. Contém 
substâncias higroscópicas, ou seja, que 
absorvem a umidade do meio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Almofariz (gral) e pistilo: utilizado para trituração 
e pulverização de sólidos. Pode também ser 
constituído de ágata. 
 
 
 
 
Bastão de vidro: utilizado para agitação de 
soluções e de líquidos, na dissolução de sólidos, 
no auxílio para transferência de líquidos de um 
recipiente para outro, etc. 
 
 Vidro de relógio: utilizado normalmentena 
pesagem e no transporte de substâncias 
químicas. 
É também utilizado para cobrir, por exemplo, 
cápsula de porcelana, de modo a proteger os 
sólidos e evitar perda de reagentes. 
 
 
49 
 
 Funil de vidro: utilizado em filtrações simples, 
com o auxílio de um papel de filtro, e 
transferências de líquidos de um recipiente para 
outro. 
 
 
 
Termômetro. geralmente mensura temperatura 
de soluções e acompanha a temperatura das 
reações (normalmente de -10 a 300 °C). Na 
eventual quebra de um termômetro o mercúrio 
deve ser cuidadosamente recolhido e 
armazenado de forma adequada, devido à sua 
alta toxicidade. 
 
Frasco lavador ou pissete: Recipiente feito 
normalmente em polipropileno, utilizado para 
alocar soluções e reagentes, tais como a água 
destilada ou deionizada, detergentes, entre 
outros 
 
Lava-olhos ou ducha oftalmológica: 
equipamento de primeiros socorros de grande 
utilidade oftalmológica, contribui como auxiliar 
no tratamento de conjuntivites e irritações 
provocadas por produtos químicos. 
 
 
 
10 NOÇÕES DE SEGURANÇA DE LABORATÓRIO (Segundo SKOOG e 
colaboradores, 2004) 
 
O trabalho em um laboratório envolve necessariamente um grau de risco; 
acidentes podem acontecer e acontecem. A adoção rigorosa das normas apresentadas 
a seguir vai contribuir na prevenção (ou minimização dos efeitos) de acidentes. 
 
50 
 
 
1. De início, conheça a localização do lava-olhos, cobertor antifogo, chuveiro de 
emergência e extintores de incêndio mais próximos. Aprenda a utilizar adequadamente 
cada um destes itens e não hesite em usá-los caso haja necessidade. 
2. Use óculos de segurança o tempo todo. O risco potencial de danos sérios e talvez 
permanentes faz que seja obrigatório o uso de proteção para os olhos, o tempo todo, 
por estudantes, professores e visitantes. Os óculos de proteção devem ser colocados 
antes da entrada no laboratório e utilizados continuamente até a hora da saída. Danos 
sérios aos olhos têm ocorrido para as pessoas que estão desenvolvendo atividades tão 
inócuas quanto usar computadores ou escrever no caderno de laboratório; esses 
acidentes resultam da perda de controle, de terceiros, sobre um dado experimento. Os 
óculos para a correção da visão não são substitutos adequados para aqueles de 
proteção. A lentes de contato nunca devem ser usadas no laboratório porque os vapores 
podem reagir com elas, tendo um efeito danoso para os olhos. 
3. A maior parte dos produtos químicos usados em laboratórios é tóxica; alguns são 
muito tóxicos e outros – tais como soluções de ácidos e bases concentradas – são 
altamente corrosivos. Evite o contato desses líquidos com a pele. Caso isso ocorra, lave 
imediatamente a área afetada com grandes quantidades de água. Se uma solução 
corrosiva for derramada sobre a roupa, remova o traje imediatamente. Tempo é de 
grande importância; não fique preocupado com constrangimentos. 
4. NUNCA realize um experimento sem autorização. Experimentos sem autorização são 
a causa de expulsão em muitas instituições. 
5. Nunca trabalhe sozinho no laboratório; certifique-se de que haja sempre alguém à 
vista. 
6. Nunca leve comida ou bebida para o laboratório. Não tome líquidos em recipientes 
de vidro de laboratório. Não fume no laboratório. 
7. Use sempre um bulbo de borracha ou outro dispositivo para aspirar líquidos em uma 
pipeta. NUNCA use a boca para fazer a sucção. 
8. Use calçado adequado (não usar sandálias). Prenda os cabelos com uma rede 
apropriada. Um avental de laboratório vai dar alguma proteção e pode ser necessário. 
9. Seja extremamente cuidadoso ao tocar objetos que tenham sido aquecidos. Vidro 
quente se parece com vidro frio. 
10. Sempre dê polimento à ponta de tubos de vidro recentemente cortados. NUNCA 
tente forçar a passagem de tubos de vidro por orifícios de rolhas. Em vez disso, tenha 
a certeza de que ambos, o tubo e o orifício, estejam úmidos com água contendo sabão. 
Proteja as mãos com várias camadas de uma toalha enquanto estiver inserindo o tubo 
de vidro em rolhas. 
 
51 
 
11. Utilize sempre a capela de exaustão quando os vapores tóxicos ou gases nocivos 
possam ser evolvidos. Seja cauteloso ao fazer testes para determinar odores; use sua 
mão para puxar os vapores em direção ao nariz. 
12. Notifique imediatamente o professor em caso de ferimento. 
13. Descarte as soluções e produtos químicos como orientado. É ilegal despejar 
soluções contendo metais pesados e solventes orgânicos na pia em muitas localidades; 
procedimentos alternativos são necessários para o descarte desses resíduos líquidos.