Apostila - Laboratório de Química - 2018 1

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Universidade Federal de Sergipe 
Centro de Ciências Exatas e Tecnologia 
Departamento de Química 
 
 
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DISCIPLINA 
 
Laboratório de Química 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
MANUAL DE INSTRUÇÕES E ROTEIROS 
DE EXPERIMENTOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SÃO CRISTOVÃO – SE 
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SUMÁRIO 
 
 
1. 
Experimento 1: Introdução ao trabalho de laboratório tratamento 
dos resultados obtidos/limpeza de vidrarias e 
descarte de resíduos. 
2. Experimento 2: Medidas de massa e volume e calibração de 
equipamentos volumétricos 
3. Experimento 3: Teste de chama: um método para identificação 
dos elementos alcalinos e alcalinos terrosos 
4 Experimento 4: Reações Químicas 
5. Experimento 5: Determinação da estequiometria de uma reação 
6. Experimento 6: Determinação Gravimétrica 
7. Experimento 7: Equilíbrio Químico 
8. Experimento 8: Preparo de Soluções 
9. Experimento 9: Padronização de Soluções 
10. Experimento 10: Mistura de soluções 
11. Experimento 11: Ácidos e Bases 
12. Experimento 12: Preparo e verificação das propriedades de uma 
solução Tampão 
13. Experimento 13: Destilação Simples 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 1 
 
INTRODUÇÃO AO TRABALHO DE LABORATÓRIO, TRATAMENTO 
DOS RESULTADOS OBTIDOS/LIMPEZA DE VIDRARIAS E 
DESCARTE DE RESÍDUOS 
 
1. NOÇÕES ELEMENTARES DE SEGURANÇA 
 
1.1. Normas de Segurança 
 
A ocorrência de acidentes em laboratório, infelizmente, não é tão rara como 
possa parecer. Com a finalidade de diminuir a frequência e a gravidade desses 
eventos, torna-se absolutamente imprescindível que durante os trabalhos realizados 
em laboratório se observe uma série de normas de segurança: 
 
• Siga rigorosamente as instruções específicas do professor. 
• Localize os extintores de incêndio e familiarize-se com o seu uso. 
• Certifique-se do bom funcionamento dos chuveiros de emergência. 
• Não fume no laboratório. 
• Use um avental apropriado. 
• Nunca deixe frascos contendo solventes inflamáveis próximos à chama. 
• Evite contato de qualquer substância com a pele. Seja particularmente 
cuidadoso quando manusear substâncias corrosivas como ácidos e bases 
concentrados. 
• Todas as experiências que envolvem a liberação de gases e/ou vapores tóxicos 
devem ser realizadas na câmara de exaustão (capela). 
• Sempre que proceder à diluição de um ácido concentrado, adicione-o 
lentamente, sob agitação sobre a água, e não o contrário. 
• Ao aquecer um tubo de ensaio contendo qualquer substância, não volte à 
extremidade aberta do mesmo para si ou para uma pessoa próxima. 
• Não jogue nenhum material sólido dentro da pia ou nos ralos. 
• Sempre que possível, trabalhe com óculos de proteção. 
• Ao introduzir tubos de vidro em rolhas, umedeça-os convenientemente e enrole 
a peça de vidro numa toalha para proteger as mãos. 
• Quando for testar um produto químico pelo odor, não coloque o frasco sob o 
nariz. Desloque com a mão, para a sua direção, os vapores os vapores que se 
desprendem do frasco. 
• Dedique especial atenção a qualquer operação que necessite aquecimento 
prolongado ou que desenvolva grande quantidade de energia. 
• Ao se retirar do laboratório, verifique se as torneiras (água ou gás) estão 
fechadas. Desligue todos os aparelhos e deixe todo o equipamento limpo. 
 
 
 
 
 
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1.2. Acidentes mais comuns em laboratório e primeiros socorros: 
 
• Queimaduras: 
 
a) Queimaduras causadas por calor seco (chamas e objetos aquecidos): 
 No caso de queimaduras graves, elas devem ser cobertas com gaze esterilizada 
umedecida com solução aquosa de bicarbonato de sódio a 5%. No caso de 
queimaduras leves, aplicar pomada de picrato de butesina. 
 
b) Queimaduras causadas por ácidos: 
 Lavar imediatamente o local com água em abundância, durante cerca de cinco 
minutos. Em seguida, lavar com solução de bicarbonato de sódio e novamente 
com água. Secar, aplicando então mertiolate. 
 
c) Queimaduras causadas por álcalis: 
 Lavar a região atingida imediatamente com bastante água, durante cinco minutos. 
Tratar com solução de ácido acético 1% e novamente lavar com água. Secar a 
pele e aplicar mertiolate. 
 
• Ácidos nos olhos: Nos laboratórios, existem lavadores de olhos acoplados aos 
chuveiros de emergência. A lavagem deve ser feita por quinze minutos, após o 
que se aplica solução de bicarbonato de sódio 1%. 
 
• Álcalis nos olhos: Proceder como no item anterior, apenas substituindo a 
solução básica de bicarbonato por solução de ácido bórico a 1%. 
 
• Intoxicações por gases: Remover a vítima para um ambiente arejado, deixando-
a descansar. 
 
• Ingestão de substâncias tóxicas: Administrar uma colher de sopa de “antídoto 
universal”, que é constituído de: duas partes de carvão ativo, uma de óxido de 
magnésio e uma de ácido tânico. 
 
 
1.3. Unidades e medidas 
As experiências de laboratório em química, assim como em outras ciências 
quantitativas, envolvem muito freqüentemente medidas de massa e volume, que são 
posteriormente utilizadas em cálculos. Sempre que uma medida é efetuada, deve-se 
levar em consideração uma incerteza a ela inerente. A incerteza de uma medida é 
muitas vezes limitada pelo equipamento que é utilizado na sua obtenção. Por 
exemplo: a massa de um objeto medida em uma balança auxiliar é 2,31 g (a 
incerteza encontra-se na segunda casa decimal) e a massa deste objeto medida em 
uma balança analítica é 2,3145 g (a incerteza encontra-se na quarta casa decimal). 
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A exatidão de uma medida descreve a proximidade de um valor medido 
experimentalmente (xi) com do valor verdadeiro ou aceito como verdadeiro (xv) e é 
dada pelo erro absoluto (E): 
E = xi – xv 
 
A precisão de uma medida se refere à concordância entre várias medidas de 
uma mesma grandeza. A precisão pode ser estimada pelo desvio padrão (s), 
calculado como indicado: 
( )
n
2
i
i=1
x - x
s =
n -1
 
 
onde n é o número de medidas feitas, xi é o valor de cada medida, é o valor médio 
das medidas dado: 

L
n
i
1 2 n i=1
x
x + x + + x
x = =
n n
 
 
 
As medidas podem ser exatas e 
precisas (ideal), podem ser exatas sem 
serem precisas, podem ser precisas sem 
serem exatas e podem nem ser exatas e 
nem precisas. Nos três últimos casos, 
isto ocorre devido a erros experimentais. 
A precisão de uma medida pode 
ser melhorada aumentando-se o número 
de determinações de uma medida. 
 
 
 
 
Figura 1. Ilustração da exatidão e 
precisão utilizando a 
distribuição de dardos como 
modelo. 
1.3.1. Unidades de Medidas 
Os cientistas de todos os campos de conhecimento adotam um sistema 
padronizado de medidas, conhecido como Sistema Internacional de Unidades 
(SI). Esse sistema está baseado nas sete unidades fundamentais apresentadas na 
Tabela 1.2. Para expressar quantidades pequenas e grandes, em termos de poucos 
dígitos, são utilizados prefixos juntamente com as unidades básicas (Tabela 1.3). 
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Tabela 1.2. Unidades básicas do sistema internacional. 
Quantidade física Nome da unidade Abreviação 
Massa Quilograma kg 
Comprimento Metro m 
Tempo Segundo s 
Temperatura kelvin K 
Quantidade de substância Mol mol 
Corrente elétrica Ampère A 
Intensidade luminosa candela cd 
 
 
 
 
 
Tabela 1.3. Principais prefixos utilizados nas unidades quantitativas de análise. 
Prefixo Fator Decimal 
equivalente 
Abreviação 
kilo 103 1000 k 
hecto 102 100 h 
deca 101 10 da 
deci 10-1 0,1 d 
centi 10-2 0,01 c 
mili 10-3 0,001 m 
micro 10-6 0,000001 µ 
nano 10-9 0,000000001 n 
pico10-12 0,000000000001 p 
 
 
 
1.3.2. Medidas de Massa – Balanças 
 
As balanças são instrumentos adequados para medir massas. As balanças de 
laboratório mais utilizadas são as balanças analíticas: (i) as macrobalanças tem 
capacidade máxima que varia entre 160 a 200 g e precisão de ± 0,1 mg, (ii) as 
semimicroanalíticas têm capacidade máxima que varia entre 10 a 30 g e precisão de 
± 0,01 mg, e as (iii) as microanalíticas tem capacidade máxima que varia entre 1 a 3 
g e precisão de ± 0,001 mg. Existem ainda balanças com menor precisão que as 
analíticas, são as balanças auxiliares (precisão de cerca de 1 mg). Estas balanças 
auxiliares devem ser usadas sempre que não for necessária uma elevada 
sensibilidade. 
O manuseio de uma balança requer muito cuidado, pois são instrumentos 
delicados e caros. Quando de sua utilização, devem ser observados os seguintes 
cuidados gerais: 
 
• Não colocar os reagentes diretamente sobre o prato da balança; 
• Os objetos a serem pesados devem estar limpos, secos e à temperatura 
ambiente; 
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• A balança deve ser mantida travada caso não estiver sendo utilizada; 
• Nas balanças analíticas, os objetos devem ser colocados e retirados com a 
pinça e não com as mãos; 
• O operador não deve se apoiar na mesa em que a balança está colocada, 
• Conserve a balança sempre limpa, retirando qualquer respingo, partículas 
ou poeira de seus pratos com uma escova especial; 
• Execute todas as operações com movimentos suaves e cuidadosos; 
• Ao terminar seu trabalho, remova todos os objetos da balança. Mantenha-a 
coberta ou fechada. No caso de balanças eletrônicas, tenha a certeza de 
que ela esteja desligada. 
 
1.4. MATERIAL DE LABORATÓRIO 
 
O Laboratório Químico é um lugar especialmente planejado para que seus 
usuários executem um trabalho eficiente, contendo: bancada ampla e resistente ao 
ataque de substâncias químicas, boa iluminação, fontes acessíveis de água, gás, 
eletricidade, área especial para manipulação de gases tóxicos, etc. Além de toda 
essa estrutura citada, deve-se relevar também, a importância dos recipientes e 
equipamentos. Estes possuem funções importantes e específicas de acordo com a 
Tabela 1.4. 
 
 
Tabela 1.4. Principais vidrarias e aparatos utilizados nos laboratórios. 
Ilustração Função 
 
Tubo de Ensaio 
Tubos fechados em uma das extremidades, utilizados 
para conter pequenas quantidades de material sólido ou 
líquido na realização de testes e reações químicas. A 
transparência permite a perfeita observação dos 
fenômenos que ocorrem. Podem ser aquecido 
cuidadosamente com movimentos circulares e 
diretamente sob a chama do BICO DE BUNSEN. 
 
Béquer 
É de uso geral em laboratório. Serve para fazer reações 
entre soluções, dissolver substâncias sólidas e efetuar 
reações de precipitação. Feitos de vidro Pyrex, resistem 
bem ao aquecimento, quando feito sobre a TELA DE 
AMIANTO, ao resfriamento e ataque por drogas 
químicas. São recipientes de fácil limpeza. 
 
 
 
Funil de haste longa 
Apresenta duas aplicações importantes: na transferência 
de líquidos para frascos de boca estreita ou em filtração, 
para suportar o papel poroso (papel de filtro) destinado a 
reter as partículas grosseiras, em suspensão na mistura 
sólido-líquido a ser separada. 
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Kitassato Usado para filtração à pressão reduzida. É utilizado em 
conjunto com o funil de Buchner para filtrações à vácuo. 
 
 
Funil de 
separação Utilizado na separação de líquidos não miscíveis e na 
extração líquido/líquido. 
 
 
Funil de 
Buchner 
Utilizado em filtrações a vácuo. Pode ser usado com a 
função de FILTRO em conjunto com o KITASSATO. 
 
 
 
Vidro de relógio 
 
Peça de Vidro de forma côncava é usada em análises e 
evaporações. Não pode ser diretamente aquecida. 
 
 
Condensador 
Tem como finalidade condensar vapores gerados pelo 
aquecimento de líquidos. 
 
 
Erlenmeyer 
Utilizado em titulações, aquecimento de líquidos e para 
dissolver substâncias e proceder às reações entre 
soluções. 
 
 
Dessecador 
É um recipiente grande provido de tampa bem ajustada, 
destinado a manter atmosfera anidra. Para tal, o 
compartimento inferior é carregado com agente 
dessecante, como CaCl2 anidro ou sílica-gel. Usado para 
secagem e proteção contra umidade de materiais 
higroscópicos; cadinhos quando aquecidos podem ser 
resfriados em seu interior, para posterior secagem, etc. 
 
 
 
Balão 
volumétrico 
Possui volume definido e é utilizado para o preparo de 
soluções em laboratório. Não se deve armazenar solução 
em balão volumétrico. 
 
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Balão de 
fundo 
chato 
Utilizado como recipiente para conter líquidos ou 
soluções, ou mesmo, fazer reações com desprendimento 
de gases. Pode ser aquecido sobre o TRIPÉ com TELA 
DE AMIANTO. 
 
 
Balão de 
fundo 
redondo 
Utilizado principalmente em sistemas de refluxo e 
evaporação a vácuo, acoplado a ROTAEVAPORADOR. 
 
 
Cadinho 
Geralmente de porcelana é usado para aquecer 
substâncias a seco e com grande intensidade, por isto 
pode ser levado diretamente ao bico de bunsen ou em 
fornos (mufla) a altas temperaturas. 
 
 
Almofariz 
com 
pistilo 
Usado na trituração e pulverização de sólidos. 
 
Suporte 
Universal 
Utilizado em operações como: filtração, suporte para 
condensador, bureta, sistemas de destilação etc. Serve 
também para sustentar peças em geral. 
 
 
Bico de 
Bunsen 
É a fonte de aquecimento mais utilizada em laboratório. 
 
Tripé 
Sustentáculo para efetuar aquecimentos de soluções em 
vidrarias diversas de laboratório. É utilizado em conjunto 
com a tela de amianto. 
 
 
 
 
Tela de amianto 
Suporte para as peças serem aquecidas. O amianto é 
uma fibra natural sintética, largamente utilizado na 
indústria devido a suas propriedades físico-químicas: Alta 
resistência mecânica e a elevadas temperaturas, 
incombustibilidade, boa qualidade isolante, durabilidade, 
flexibilidade, indestrutibilidade, resistente ao ataque de 
ácidos, álcalis e bactérias. A função do amianto é 
distribuir uniformemente o calor recebido pelo bico de 
Bunsen. É extraído fundamentalmente de rochas 
compostas de silicatos hidratados de magnésio, onde 
apenas de 5 a 10% se encontram em sua forma fibrosa 
de interesse comercial. 
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Anel 
Usado como suporte do funil em filtração 
 
Bureta 
Aparelho utilizado em análises volumétricas. 
 
 
Pipeta graduada 
 
 Utilizada para medir pequenos volumes. Mede volumes 
variáveis. Não pode ser aquecida. 
 
Pipeta volumétrica 
Usada para medir e transferir volume de líquidos. Não 
pode ser aquecida, pois possui grande precisão de 
medida. 
 
Proveta 
Serve para medir e transferir volumes de líquidos. Não 
pode ser aquecida. 
 
Estante ou grade 
É usada para suporte de os tubos de ensaio. 
 
Garra de condensador 
Usada para prender o condensador à haste do suporte 
ou outras peças como balões, erlenmeyers etc. 
 
Pinça de madeira 
Usada para prender o tubo de ensaio durante o 
aquecimento. 
 
 
Pinça metálica 
Usada para manipular objetos aquecidos. 
 
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Garra dupla 
Utilizada para fixar buretas. 
 
 
Pisseta 
Usada para lavagens de materiais ou recipientes através 
de jatos de água, álcool ou outros solventes. 
 
 
 
Limpeza de vidrarias 
 
Toda a vidraria utilizada em uma análise química deve estar perfeitamente 
limpa antes do uso, pois a presença de substâncias contaminantes pode induzir 
erros no resultado final da análise. 
Existem vários métodos para o procedimentode limpeza de vidrarias, mas 
geralmente é lavada com o auxílio de escovas e solução de detergente neutro, 
enxaguados com água corrente (torneira) e posteriormente três vezes com água 
pura (destilada ou deionizada) secando em um local protegido da poeira ou em 
estufas de secagem (exceto vidrarias volumétricas). 
 
 
Água para uso laboratorial 
 
O trabalho de análise química envolve o consumo de quantidades 
consideráveis de água na lavagem de utensílios, preparo de soluções, extrações, 
lavagem de precipitados, etc. Porém, a água da “torneira” possui quantidades 
apreciáveis de Na+, K+, Ca2+, Mg2+, Fe2+, Cl-, SO42- e CO32-, que contaminam ou 
podem interferir na correta quantificação de diversos procedimentos químicos. O 
grau de purificação das águas depende da análise a ser realizada, se os elementos 
de interesse tiverem grande concentração, é provável que somente a purificação por 
destilação seja suficiente. Para amostras com baixos teores dos elementos de 
interesse, exige-se a utilização de águas de ultrapureza. 
 
 
Água destilada 
 
É um processo pelo qual se evapora a água, em seguida resfria-se o vapor, 
obtendo novamente água líquida e pura. Para realizar a destilação, usa-se um 
destilador. O aquecimento provoca a vaporização da água, enquanto as outras 
substâncias ou impurezas permanecem no recipiente. Ao passar por um tubo de 
vidro resfriado com água corrente, o vapor d'água se condensa, transformando-se 
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novamente em líquido. A destilação da água mediante a destilação remove as 
espécies contaminantes não-voláteis, inorgânicas ou orgânicas; os gases 
dissolvidos na água original são liberados durante a destilação junto com o vapor 
d’água, e em parte, eliminada por ventilação. O dióxido de carbono e a amônia são 
os principais gases dissolvidos na água, sendo oriundos da água original ou 
formados por pirólise da matéria orgânica na destilação. 
 
 
Água deionizada 
 
Consiste no processo de remoção de grande parte dos íons presentes em 
água, através do uso de resinas com características catiônicas e aniônicas. Como a 
desmineralização da água consiste na remoção dos íons nela presente, o processo 
é também chamado de deionização. 
O processo de desmineralização consiste em percolar a água original em 
colunas de resinas catiônicas na forma H+ e aniônicas na forma OH-, 
separadamente, ou então em uma só coluna que contenha estes dois tipos de 
resinas (leito misto). No Primeiro caso deve-se passar a água primeiramente pelas 
resinas catiônicas, pois estas são mais resistentes que a aniônica tanto química 
quanto fisicamente. Deste modo às resinas catiônicas podem proteger as aniônicas, 
funcionando como um filtro aparando certos constituintes danosos às resinas 
aniônicas. 
 
 
1.5. DESCARTE DE RESÍDUOS 
 
Assim como na produção industrial, o laboratório gera resíduos provenientes 
dos restos de amostras e produtos líquidos (aquosos e orgânicos) ou sólidos 
provenientes dos processos químicos, além de gases e vapores das reações e 
digestões, etc. 
Em princípio, deve-se procurar reduzir ao mínimo a geração de resíduo, 
requisitando apenas o suficiente de amostras a serem utilizadas, e sempre que 
possível adotar métodos que utilizem o mínimo de reagentes. Neste aspecto, os 
métodos de análises mais modernos avançam nesta direção, utilizando instrumentos 
cada vez mais sensíveis requerendo quantidades mínimas de amostras. Em linhas 
gerais, segue-se o que fazer com alguns resíduos gerados em laboratório. 
 
 
Descarte de gases ou vapores 
 
Trabalhando corretamente, os gases gerados, vapores e névoa devem ser 
gerados dentro da capela ou sob coifa de captação. Captados pelo sistema, os 
gases e vapores são conduzidos pelos dutos até a atmosfera externa do laboratório. 
Dentro de limites que a legislação permite, lançam-se os gases na atmosfera, 
porém empresas e instituições mais preocupadas com o ambiente instalam 
lavadores para gases ácidos ou básicos, ou filtros de leito de absorção para reter 
vapores orgânicos. 
 
 
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Descartes de líquidos 
 
Ácidos e bases: Neutralizar com NaOH ou H2SO4 , respectivamente, utilizar papel 
indicador ou gotas de fenolftaleína, para garantir que o pH da solução resultante 
situe-se entre 6 e 8. Após a neutralização, descartar lentamente na pia sob água 
corrente. 
Metais: Tratar com soda cáustica (NaOH + Na2CO3) em excesso. Descartar a 
mistura em recipientes apropriados para este fim que se encontram laboratório. 
Metais pesados: Requerem tratamento especial pela toxidez e rigidez na legislação 
vigente. Em princípio, deve-se removê-lo da solução precipitando, com acerto de pH 
conveniente ou fazendo adsorção com carvão ativo. 
O mercúrio, de uso em praticamente todos os laboratórios, e presente nos 
termômetros, merece comentário à parte: É prática usual utilizar termômetro de 
mercúrio para indicar a temperatura em reações, estufas e incubadoras. Ocorre que, 
com grande facilidade, pode-se quebrar o bulbo gerando vapores de mercúrio. Neste 
caso deve-se providenciar ventilação exaustiva na sala, usar EPI, para remover o 
mercúrio fazendo amálgama com limalha de cobre, procedendo no recolhimento do 
mesmo num frasco com água para evitar evaporação. 
 
 
Descartes de sólidos 
 
Os resíduos sólidos são provenientes de vidrarias quebradas, frascos de 
reagentes, restos de amostras ou análises, materiais biológicos e material perfuro-
cortante. Seguem alguns procedimentos: 
- Deve-se ter um recipiente forrado com saco plástico para armazenagem de vidros 
destinados a reciclagem 
- Os frascos de reagentes ou produtos tóxicos devem ser lavados, antes de sua 
armazenagem. 
- Os metais perfuro-cortantes como agulhas, seringas devem ser descartados em 
recipiente especial (Descartex). 
- Borra de metais pesados (sólido aderido ao papel de filtro), deverá ser armazenada 
e destinada à empresas ou laboratórios de tratamento de resíduos. 
É importante notar que alguns catálogos de reagentes já indicam 
procedimentos de como descartar resíduos dos produtos, ou através do código que 
constam no rótulo do frasco dos reagentes. 
 
 
1.6. RELATÓRIOS 
 
O desenvolvimento correto da prática, a precisão dos dados empíricos e o 
domínio teórico do assunto relacionado com a prática são alguns fatores essenciais 
para um bom desenvolvimento das disciplinas experimentais. No entanto é 
necessário apresentá-los em forma de texto organizado e lógico. Esse é o papel do 
relatório. Depois de realizada cada prática você terá que prepará-lo, em letra legível 
ou digitada e aguardar para posteriores cobranças por parte do professor. O relatório 
deve ser dividido em 05 seções básicas como mostramos abaixo: 
 
 
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Título da prática 
 
Introdução 
 
Deve situar o leitor no assunto a ser abordado. Faça uma breve descrição dos 
aspectos teóricos ou princípios envolvidos, preocupando-se em inserir nessa seção 
os seguintes aspectos: 
 
• Princípios teóricos em que se baseia a prática; 
• Relevância da prática; 
• Objetivos da prática. 
 
Procedimento Experimental 
 
Descreva como o experimento foi feito incluindo, se for o caso, qualquer 
modificação no procedimento apresentado no roteiro. Escreva nessa seção apenas 
o que você executou “usando as mãos”. No relatório você deve apresentar o 
procedimento realizado de modo bem mais sucinto e objetivo do que o apresentado 
no roteiro, mas sem suprimir fatos ou atividades importantes. 
 
Resultados e discussões 
 
Trata-se da parte essencial do relatório. Descreva todas as observações 
feitas, os dados coletados e os cálculos, se necessário. Deve-se também discuti-los, 
baseando-se nos princípios teóricos envolvidos. Sempre que possível apresente as 
equações químicasrelacionadas, explicando-as a partir de suas observações. 
Na medida do possível, tente agrupar seus dados em tabelas, facilitando 
dessa maneira a compreensão e organização dos resultados. Nos cálculos devem 
ser mostradas todas as equações envolvidas e aproximações se forem feitas. Os 
gráficos devem seguir algumas normas: 
• Coloque o título no gráfico, p. ex. Temperatura x Pressão; 
• Explicite as unidades de medidas nos eixos cartesianos; 
• Use escala apropriada de modo que os dados fiquem adequadamente 
espaçados. 
 
Conclusões 
 
Aqui você deve como o próprio nome sugere, concluir o relatório. Relacione 
suas conclusões com o objetivo apresentado na introdução. Comente sobre os 
pontos positivos e a eficiência da prática. Tente levantar possíveis erros e sugestões 
para otimização do experimento. No final do relatório devem ser respondidas as 
perguntas existentes no final do roteiro experimental 
 
Referências Bibliográficas 
 
Aqui você deve usar Livros e artigos para escrever o relatório, indicados no 
texto. 
 
 
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1.7. BIBLIOGRAFIA 
 
BROWN, T. L.; LEMEY Jr, H. E.; BURTEN, B.E.; BURDGE, J. R., Química: A 
Ciência Central, São Paulo: Editora Pearson Prentice Hall, 9ª. Edição, 2005. 
ATKINS, P.; JONES, L., Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e 
o Meio Ambiente, Porto Alegre: Editora Bookman, 5ª. Edição, 2003. 
SKOOG, D. A.; WEST, D. M.; HOLLER, F. J.; CROUCH, S. R., Fundamentos de 
Química Analítica, São Paulo: Editora Cengage Learning, 9ª. Edição, 2015. 
VOGEL, I. A., Química Analítica Qualitativa, São Paulo: Editora Mestre Jou, 1981. 
BACCAN, N.; ANDRADE, J. C. de; GODINHO, O. E. S., Química Analítica 
Quantitativa Elementar, São Paulo: Editora Edgard Blücher, 2ª. Edição, 1998. 
ROCHA-FILHO, R. C.; SILVA, R. R., Cálculos Básicos de Química, São Carlos: 
Editora EduUFSCar, 2006. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 2 
 
MEDIDAS DE MASSA E VOLUME E CALIBRAÇÃO 
DE EQUIPAMENTOS VOLUMÉTRICOS 
 
2.1. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 
2.1.1. Técnicas de volumetria 
 
Quando desejamos medir volumes aproximados de líquidos, podemos fazê-lo 
com um material volumétrico não muito preciso e prático que é a proveta ou cilindro 
graduado, enquanto que, para medidas precisas, devemos utilizar materiais precisos 
tais como buretas, pipetas e balões volumétricos. Estes últimos são calibrados pelo 
fabricante a uma temperatura padrão de 20°C, devendo-se, portanto, trabalhar de 
preferência nesta temperatura para evitar desvios em virtude de dilatação do 
aquecimento. 
Os frascos volumétricos comumente utilizados em laboratório são 
classificados em dois grupos: (a) Aparelhos calibrados para dar escoamento a 
determinados volumes, indicado pelo fabricante como TD (to deliver) e (b) Aparelhos 
calibrados para conter um volume líquido, indicado pelo fabricante como TC (to 
contain).Na classe (a) estão contidas as pipetas e as buretas e, na classe (b), estão 
incluídos os balões volumétricos. 
A medida de volumes líquidos com qualquer dos referidos aparelhos está 
sujeita a uma série de erros devido às seguintes causas: (a) Ação da tensão 
superficial sobre as superfícies líquidas; (b) Dilatações e contrações provocadas 
pelas variações de temperatura; (c) Imperfeita calibração dos aparelhos 
volumétricos; (d) Erros de paralaxe. 
Para evitar o erro de paralaxe, a leitura de volume de líquidos deve ser feita 
através do menisco. Menisco é a interface entre o ar e o líquido que está sendo 
medido. Deve ser posicionado de maneira que sua parte inferior tangencie 
horizontalmente a parte superior da linha de referência, mantendo-se a linha de 
visão no mesmo plano (Figura 1). Quando o líquido for opaco, o menisco deve ser 
posicionado pela linha superior, no plano horizontal de visão. 
 
 
Figura 1. Método apropriado para leitura do menisco. 
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Outro fator a ser considerado para garantir a qualidade de um resultado 
laboratorial é calibração das vidrarias e equipamentos que serão utilizados nos 
procedimentos. A calibração tem como finalidade verificar se a medida obtida por um 
equipamento é compatível com o esperado, a fim de corrigir qualquer tipo de erro, 
reduzindo, de forma considerável, custos com desperdícios e retrabalhos. 
Normalmente, as vidrarias volumétricas são vendidas previamente calibradas 
por seus fabricantes, porém, após serem utilizadas várias vezes, esta vidraria vai se 
desgastando e sua calibração sendo perdida. A calibração de vidrarias é efetuada 
com base no cálculo de massa transferida ou contida no recipiente, sendo a 
conversão entre massa e volume efetuada pela densidade. Para calibrar a maioria 
das vidrarias, utiliza-se a água como líquido padrão, pois a massa específica da 
água é bastante conhecida em várias temperaturas (Tabela 1). 
 
Tabela 01: Densidade absoluta da água em várias temperaturas. 
 
 
 
Vale ressaltar que na hora da pesagem dos recipientes são importantes 
alguns cuidados, como não tocá-los diretamente com a mão, manuseá-los com 
pinça, pedaço de papel ou até mesmo luvas, mantendo-a limpa e livre de gordura. A 
vidraria deve ser pesada a temperatura ambiente, evitando erros de pesagem. 
 
 
2.2. OBJETIVOS 
 
• Conhecer as técnicas de medidas de massa e volume além da manipulação 
correta de instrumentos de medição; 
• Verificar se os materiais volumétricos encontram-se dentro das especificações 
do fabricante; 
• Determinar o volume real de pipeta, bureta e balão volumétrico. 
 
2.3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
2.3.1. Materiais e equipamentos 
 
• 1 pipeta volumétrica de 25,00 mL; 
• 1 bureta de 50 mL; 
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• 1 balão volumétrico de 50 mL; 
• 2 provetas (50 mL e 100 mL); 
• 2 erlenmeyers de 125mL; 
• 1 béquer de 250mL; 
• Água destilada; 
• Termômetro; 
• Pipetador de borracha (pêra) 
• Cronômetro; 
• Balança analítica. 
 
2.3.2. Calibração de pipeta volumétrica 25 mL 
 
1. Certificar-se que a pipeta está perfeitamente limpa, em boas condições e 
devidamente seca. Pesar um erlenmeyer e anotar o peso. Manusear o erlenmeyer 
com um papel limpo, ou luvas. 
2. Pipetar cuidadosamente água destilada até acima da marca de calibração da 
mesma, limpar o excesso de líquido da parte externa da pipeta com papel 
absorvente e acertar o menisco com cuidado e atenção para evitar o erro de 
paralaxe. 
3. Transferir o líquido para o erlenmeyer e medir a massa da água contida no 
erlenmeyer em balança analítica e a temperatura da água no momento do 
experimento; 
4. Repetir esse procedimento pelo menos mais duas vezes; 
5. Calcular os volumes de água contidos na pipeta utilizada, o erro relativo entre os 
volumes medidos e o volume médio de líquido medido pela pipeta. 
 
Observações: 
 
i) Depois que a pipeta terminar de escoar, mantenha-a encostada na parede do 
recipiente por alguns segundos (aproximadamente 10s) para se certificar de que 
todo o líquido escoou. 
ii) Após o escoamento, afasta-se a extremidade da pipeta da parede do recipiente 
com cuidado. 
iii) A quantidade de líquido restante na ponta da pipeta não deve ser soprada para o 
interior do recipiente. 
 
2.3.3. Calibração de bureta de 50 mL 
 
1. Certificar-se que a bureta está perfeitamente limpa, em boas condições e 
devidamente seca. Encha a bureta com água destilada e retire todas as bolhas de 
ar. 
2. Ajuste o menisco em 0,00 mL. 
3. Encoste a ponta da bureta na lateral de um béquer para remover a gota de água 
que fica suspensa na ponta. Verifique a temperatura da água durante a 
calibração. 
4. Pesar um erlenmeyer e anotar o peso. Manusear o erlenmeyer com um papel 
limpo, ou luvas. 
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19 
 
5. Transfira 10 mL de água e pese o erlenmeyer novamente, para determinar a 
massa de água transferida. 
6. Repita esse procedimento até completar o volume total da bureta. 
7. Calcular os volumes de água escoados entre as marcas da bureta utilizada, a 
diferença entre as leituras, a massa correspondente, volume real transferido e a 
correção. 
 
2.3.4. Calibração de balão volumétrico de 50 mL 
 
1. Certificar-se que o balão está perfeitamente limpo, em boas condições e 
devidamente seco. Pesar o balão vazio. Manusear o balão com um papel limpo, 
ou luvas. 
2. Enchê-lo com água até próximo ao traço de referência. 
3. Medir a temperatura da água, registrá-la e ajustar convenientemente o menisco. 
4. Assegurar-se que não existem gotas de água aderentes ao exterior do balão ou 
às paredes internas acima do menisco. Pesar o balão cheio e registrar o valor da 
massa. 
5. Repetir esse procedimento pelo menos mais duas vezes. 
6. Calcular os volumes de água contidos no balão utilizado, o erro relativo entre os 
volumes medidos. 
 
2.3.5. Medidas de volume 
 
1. Meça 50 mL de água em uma proveta (50 mL) e transfira para um balão 
volumétrico de 50 mL. Confira os volumes. 
2. Adicione 40 mL de água a uma proveta de 50 mL, e outros, 40 mL de água em 
uma proveta de 100 mL. Em ambos os casos, adicione mais 1 mL de água com 
uma pipeta. Verifique a leitura da situação final em cada caso. 
3. Encha uma bureta com água destilada. Depois de tê-la zerado, abra a torneira e 
deixe escoar sobre o erlenmeyer graduado de 125 mL, um volume de 50 mL de 
água. Verifique se os volumes coincidem. 
 
 
2.4. BIBLIOGRAFIA 
 
BROWN, T. L.; LEMEY Jr, H. E.; BURTEN, B.E.; BURDGE, J. R., Química: A 
Ciência Central, São Paulo: Editora Pearson Prentice Hall, 9ª. Edição, 2005. 
ATKINS, P.; JONES, L., Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e 
o Meio Ambiente, Porto Alegre: Editora Bookman, 5ª. Edição, 2003. 
SKOOG, D. A.; WEST, D. M.; HOLLER, F. J.; CROUCH, S. R., Fundamentos de 
Química Analítica, São Paulo: Editora Cengage Learning, 9ª. Edição, 2015. 
VOGEL, I. A., Química Analítica Qualitativa, São Paulo: Editora Mestre Jou, 1981. 
BACCAN, N.; ANDRADE, J. C. de; GODINHO, O. E. S., Química Analítica 
Quantitativa Elementar, São Paulo: Editora Edgard Blücher, 2ª. Edição, 1998. 
ROCHA-FILHO, R. C.; SILVA, R. R., Cálculos Básicos de Química, São Carlos: 
Editora EduUFSCar, 2006. 
 
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EXPERIMENTO 3 
 
TESTE DE CHAMA: UM MÉTODO PARA IDENTIFICAÇÃO DOS 
ELEMENTOS ALCALINOS E ALCALINOS TERROSOS 
 
 
3.1. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 
Os átomos de um dado elemento químico após terem sido excitados por uma 
fonte de energia emitem radiações eletromagnéticas quando retornam ao estado 
fundamental. Isto origina um espectro de emissão de linhas, cujas linhas são 
características desse elemento químico já que a energia desta radiação esta 
relacionada com as transições eletrônicas no átomo. 
As propriedades dos espectros dos elementos químicos fundamentam um 
conjunto de técnicas que possibilitam a identificação dos elementos químicos 
constituintes de um dado composto, por meio da análise dos espectros obtidos, 
designando-se por análise espectral. 
O ensaio de chama se baseia na emissão de radiação eletromagnética pelos 
átomos de um dado elemento químico quando este é excitado por uma chama. A 
emissão de luz com certa coloração permite identificar visualmente a presença do 
metal neste composto. 
Os metais alcalinos ocorrem largamente na litosfera e na hidrosfera, sempre 
combinados e no estado de oxidação monopositivo. 
Os cátions Na+ e K+ apresentam um conteúdo de 0,08% e 0,23%, 
respectivamente, no organismo humano, em massa total. Estes cátions 
desempenham várias funções biológicas importantes, tais como: a manutenção da 
pressão osmótica das células, o bom funcionamento do coração, etc. 
A identificação dos cátions dos metais alcalinos e alcalinos terrosos não é 
muito simples, pois muitos de seus compostos são solúveis e seus cátions são 
incolores. Em conseqüência disto, testes de precipitação destes cátions requerem o 
uso de reagentes específicos. 
 
 Por que a identificação destes elementos é importante para o químico? 
 
Um dos métodos de identificação dos metais alcalinos, comumente usado em 
laboratório, consiste no teste de chama. Neste teste, amostras contendo sais destes 
elementos são levadas à chama de um bico de Bunsen ou lâmpada a álcool (fonte 
de energia), sobre um fio de platina ou de níquel/cromo. 
 
No experimento 3 você vai identificar íons alcalinos e alcalinos terrosos a 
partir do teste de chama. Neste teste, são observadas transições eletrônicas: o 
calor da chama excita elétrons para um nível de energia mais alto. Quando o elétron 
excitado volta ao seu nível de energia original, ele emite a energia absorvida. Essas 
transições ocorrem em espécies de vida curta que são formadas, temporariamente, 
na chama. No caso do sódio, a chama, rica em elétrons, reduz os íons Na+ a átomos 
Na e a cor amarela da chama deve-se a transição 3s → 3p, cuja energia 
corresponde ao comprimento de onda de 589,2 nm nos átomos de sódio. Para o 
potássio, a cor violeta, corresponde a linha espectral que ocorre em 404,4 nm, e a 
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transição de 4s → 4p requer energia corresponde ao comprimento de onda 766,5 
nm. Mas as cores dos diferentes elementos não são todas provenientes da mesma 
transição ou das mesmas espécies transitórias (Tabela 1). 
 
Tabela 1: Coloração na chama para elementos dos Grupos 1 e 2. 
 
ELEMENTO COR COMPRIMENTO DE 
ONDA (nm) 
Li Vermelho-carmin 670,8 
610,3 
Na Amarelo 589,2 
330,0 
285,0 
K Violeta 404,4 
766,5 
Rb Violeta-vermelho 780,0 
Cs 
Ca 
Sr 
Ba 
Azul 
Vermelho-tijolo 
Vermelho-Carmesim 
Azul-esverdeado 
455,5 
616 
707 
624 
 
Com base no espectro eletromagnético (Figura 1) e as faixas de absorção das 
diferentes cores (Tabela 2), procure correlacionar com o comprimento de onda que 
corresponde à cor observada na chama. 
 
 
 
 
 
Figura 1. Espectro eletromagnético. 
 
 
 
 
 
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Tabela 2: Diferentes faixas no espectro da região do visível e a cor absorvida. 
 
Região do espectro λ (nm) Cor absorvida 
400-435 Violeta 
435-480 Azul 
480-490 Azul-esverdeado 
490-500 Verde-azulado 
500-560 Verde 
560-580 Verde-amarelado 
580-595 Amarelo 
595-650 Alaranjado 
650-750 Vermelho 
 
 
3.1.1. Características da chama 
 
A fonte de aquecimento utilizada neste ensaio é o bico de Bunsen, que 
também é usado para outros tipos aquecimentos efetuados em laboratório, desde o 
aquecimento de misturas ou soluções, de alguns graus acima da temperatura 
ambiente, a até calcinações, feitas em cadinhos, que exigem temperaturas de cerca 
de 600 ºC. As características da chama são mostradas na Figura 2. 
 
 
Figura 2. Características da 
chama de um Bico de Bunsen. 
 
a) Zona externa: Violeta pálida, quase invisível, 
onde os gases fracamente expostos ao ar sofrem 
combustão completa, resultando em CO2 e H2O. 
Esta zona é chamada de zona oxidante 
Temperaturas de 1560-1540 ºC). 
b) Zona intermediaria: Luminosa, caracterizada 
por combustão incompleta, por deficiência do 
suprimento de O2. O carbono forma CO, o qual 
se decompõe pelo calor, resultando diminutas 
partículas de C (carbono) que, incandescentes, 
dão luminosidade à chama. Esta zona é 
chamada de zona redutora (Temperaturas 
abaixo de 1540 ºC). 
c) Zona interna: Limitada por uma “casca” 
azulada contendo os gases que ainda não 
sofreram combustão – mistura carburente 
(Temperaturas em torno de 300 ºC). Não se 
aplica para aquecer béquer, erlenmeyer, balões 
etc. 
 
3.2. OBJETIVOS• Aprender a manipular o bico de Bunsen; 
• Detectar a coloração emitida dos cátions alcalinos e alcalinos terrosos, 
através do ensaio de coloração de chama. 
 
 
Zona externa 
Zona 
intermediária 
Zona interna 
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3.3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
Acender o Bico de Bunsen até obter uma chama adequada. 
 
Para acender o bico de Bunsen, proceda da seguinte maneira: 
 
• Feche completamente a entrada de ar no bico; 
• Abra lentamente a válvula do gás e aproxime a chama de um fósforo 
lateralmente, obtendo uma chama grande e luminosa, de cor amarela. 
• Abra vagarosamente a entrada de ar de modo que a chama fique 
completamente azul; 
• Caso a chama se apague ou haja combustão no interior do tubo, feche a 
entrada do gás e reinicie as operações anteriores. O gás combustível é 
geralmente o GLP (gás liquefeito de petróleo ou gás de cozinha). 
 
 
EXPERIMENTO 
 
1. Tomar tubos de ensaio e colocar, em cada um deles, separadamente, soluções 
salinas (cloretos) diluídas de cátions de metais alcalinos e alcalinos terrrosos (≈ 2 
mL), disponíveis no laboratório, ver tabela 3. 
 
Tabela 3: Dados das amostras usadas no ensaio de coloração de chama 
 
Reagente Concentração em solução aquosa 
Cloreto de Sódio – NaCl 2 mol.L-1 
Cloreto de Potássio – KCl 2 mol.L-1 
Cloreto de Bário - BaCl2 1,5 mol.L-1 
Cloreto de Estrôncio - SrCl2 1,0 mol.L-1 
Carbonato de Lítio - Li2CO3 0,1 mol.L-1 
Cloreto de Cálcio – CaCl2 1,0 mol.L-1 
 
2. Introduzir uma haste de metal, à qual foi acoplado um fio de platina, em uma das 
soluções e, em seguida, levar à chama. 
 Observar e anotar a coloração da chama. 
3. Lavar o fio de platina mergulhando-o em uma solução concentrada de HCl e 
leva-lo à chama para eliminação de quaisquer impurezas. 
4. Repetir as etapas b) e c) para as outras soluções. 
 Observar e anotar a coloração das respectivas chamas. 
5. Comparar a coloração obtida no experimento com os descritos em literatura. 
 
 
3.4. BIBLIOGRAFIA 
 
BROWN, T. L.; LEMEY Jr, H. E.; BURTEN, B.E.; BURDGE, J. R., Química: A 
Ciência Central, São Paulo: Editora Pearson Prentice Hall, 9ª. Edição, 2005. 
ATKINS, P.; JONES, L., Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e 
o Meio Ambiente, Porto Alegre: Editora Bookman, 5ª. Edição, 2003. 
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24 
 
SKOOG, D. A.; WEST, D. M.; HOLLER, F. J.; CROUCH, S. R., Fundamentos de 
Química Analítica, São Paulo: Editora Cengage Learning, 9ª. Edição, 2015. 
VOGEL, I. A., Química Analítica Qualitativa, São Paulo: Editora Mestre Jou, 1981. 
BACCAN, N.; ANDRADE, J. C. de; GODINHO, O. E. S., Química Analítica 
Quantitativa Elementar, São Paulo: Editora Edgard Blücher, 2ª. Edição, 1998. 
ROCHA-FILHO, R. C.; SILVA, R. R., Cálculos Básicos de Química, São Carlos: 
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EXPERIMENTO 4 
 
REAÇÕES QUÍMICAS 
 
 
4.1. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 
A matéria encontra-se em permanente transformação. Sob a ação de agentes 
físicos ou químicos, as substâncias podem sofrer alterações de estado, de 
composição ou de cor, modificando-se, não raramente, de forma discreta, 
perceptível apenas com o uso de sofisticados instrumentos. 
Algumas transformações conduzem a variações drásticas na composição 
química das espécies por meio de ruptura e formação de ligações interatômicas, 
quase sempre acompanhadas de trocas energéticas com o ambiente. Estas 
transformações são geralmente descritas através de equações químicas e recebem 
a denominação específica de reações. Transformações de estado, representadas, 
por exemplo, pela fusão, ebulição, sublimação, condensação e solidificação, 
também envolvem ruptura e formação de ligações, porém não alteram a composição 
química das espécies. 
Como podemos saber se ocorreu ou não uma transformação química? O 
aparecimento de uma nova substância com propriedades diferentes é um indício de 
que ocorreu uma reação química. Como evidência das transformações que ocorrem 
durante as reações, podemos observar mudanças de cor, variações no pH, 
formação de gases ou de produtos com outra solubilidade. 
Uma reação química deve ser analisada não só sob o ponto de vista 
macroscópico, ou seja, da identificação dos produtos obtidos e das evidências 
experimentais citadas anteriormente, mas também pelo ponto de vista microscópico 
que, necessariamente, passa pelo entendimento do fenômeno químico descrito pela 
reação. 
Uma reação química é, à luz da teoria atômico-molecular clássica, apenas um 
processo pelo qual se modificam os arranjos dos átomos nas moléculas dela 
participantes. Esses arranjos não se dão ao acaso, mas dependem das 
propriedades das substâncias que, por sua vez, estão intimamente relacionadas 
com a configuração eletrônica dos átomos que as constitui. Assim, o entendimento 
dos fenômenos químicos conhecidos e a possibilidade de previsão de futuros 
fenômenos dependem do conhecimento da estrutura do átomo. 
O processo pelo qual espécies químicas transformam-se em outras diferentes 
se chama de reação química. As substâncias iniciais em uma reação química são 
chamadas de reagentes e as que resultam após a reação são chamadas de 
produtos. 
 
P4(s) + 6 Cl2(g) → 4 PCl3(l) 
 Reagentes Produto 
 
As reações químicas são descritas por equações químicas balanceadas que 
indicam o número de espécies químicas (átomos, íons ou moléculas) envolvidos na 
reação. Uma equação química balanceada indica também que a massa total do 
sistema deve permanecer constante (lei da conservação da massa), ou seja, a 
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26 
 
massa total das substâncias presentes no final de uma reação química é a mesma 
massa total do início da reação. Com o avanço da teoria atômica, os químicos 
passaram a entender a base da lei da conservação da massa: Os átomos não são 
criados nem destruídos durante qualquer reação química. Assim, o mesmo conjunto 
de átomos está presente tanto antes quanto depois da reação. Portanto, uma 
equação química balanceada, indica o número de espécies envolvidas na reação. 
 
Regras para o balanceamento de uma equação química: 
 
1. Montar a equação química para a reação, escrevendo a fórmula correta para cada 
substância envolvida na reação. 
2. Balancear a equação mudando somente os coeficientes. Lembre-se que o mesmo 
número de átomos de cada elemento deve permanecer igual em ambos os lados 
da equação química. Atenção: O coeficiente se refere a todos os átomos da 
fórmula. 
 
Ao escrever equações químicas símbolos também podem ser usados para 
representar o que está ocorrendo na reação química, como os mostrados a seguir: 
 
→ sentido da reação 
↑ desprendimento de um gás 
↓uma substância insolúvel 
∆ aquecimento 
 
Os símbolos (g), (l), (s) e (aq) também são geralmente usados para 
representar gás, líquido, sólido e soluções aquosas, respectivamente. 
 
De um modo geral, as reações químicas podem ser classificadas como: 
 
a) Reação de combinação: duas ou mais substâncias reagem para formar um 
único produto. 
 
A + B → C 
C(s) + O2(g) → CO2(g) 
 
b) Reação de decomposição: uma única substância se decompõe em dois ou mais 
produtos. 
C → A + B 
2KClO3(s) → 2 KCl(s) + 3 O2(g) 
 
c) Reação de simples troca: uma substância simples reage com uma substância 
composta, deslocando desta última uma nova substância simples. 
 
A+ BX → AX + B 
Zn(s) + 2 HBr(aq) → ZnBr2(aq) + H2(g) 
 
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27 
 
d) Reação de dupla troca ou metátese: envolve duas substâncias compostas (dois 
reagentes) que permutam seus íons entre si, dando origem a dois novos 
compostos.AX + BY → AY + BX 
AgNO3(aq) + KCl(aq) → AgCl(s) + KNO3(aq) 
 
As reações de dupla troca geralmente envolvem compostos iônicos e ocorrem 
em meio aquoso. Uma reação de dupla troca ocorre na prática, quando: 
 
- Um dos produtos for insolúvel 
- Um dos produtos for gasoso 
- Um dos produtos for uma substância molecular. 
 
A maioria das reações ocorre em meio aquoso e estas podem ser 
classificadas como segue abaixo. As reações de precipitação, ácido-base, formação 
de gás enquadram-se na categoria das reações de dupla troca: 
 
a) Reação de precipitação: Os íons dos reagentes combinam-se na solução para 
formar um produto de reação insolúvel (precipitado). Por exemplo, quando 
misturamos uma solução de nitrato de prata com uma solução de cloreto de 
potássio, obtemos como produtos da reação o nitrato de potássio aquoso e o 
precipitado cloreto de prata, um composto que tem solubilidade muito baixa em 
água. 
AgNO3(aq) + KCl(aq) → AgCl(s) + KNO3(aq) 
 
Os reagentes em tais reações são geralmente compostos iônicos, solúveis 
em água. Se o cátion de um reagente pode formar um composto insolúvel com o 
ânion do outro reagente, a precipitação ocorre quando eles são misturados. 
Consideramos que uma substância é insolúvel quando esta apresenta 
solubilidade menor que 0,01 mol L-1. A tabela 1 apresenta, em resumo, as regras de 
solubilidade para os compostos iônicos mais comuns: 
 
Tabela 1: Regras de solubilidade para compostos iônicos comuns. 
Compostos iônicos solúveis Exceções importantes 
Compostos contendo NO3- Nenhuma 
 C2H5O7- Nenhuma 
 Cl- Compostos de Ag+, Hg22+ e Pb2+ 
 Br- Compostos de Ag+, Hg22+ e Pb2+ 
 I- Compostos de Ag+, Hg22+ e Pb2+ 
 SO42- Compostos de Sr2+, Ba2+, Hg22+ e Pb2+ 
Compostos iônicos insolúveis Exceções importantes 
Compostos contendo S2- Compostos de NH4+ e sais dos metais 
alcalinos e Ca2+, Sr2+ e Ba2+ 
 CO32- Compostos de NH4+e dos cátions de 
metais alcalinos e Ca2+, Sr2+ e Ba2+ 
 PO43- Compostos de NH4+ e dos cátions de 
metais alcalinos 
 OH- Compostos dos cátions de metais 
alcalinos e Ca2+, Sr2+ e Ba2+ 
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b) Reações ácido-base: quando uma solução de um ácido é misturada com uma 
solução de uma base, ocorre uma reação de neutralização. Em geral, os produtos 
da reação são água e sal. 
 
HCl(aq) + NaOH(aq) → H2O(l) + NaCl(aq) 
 (ácido) (base) (água) (sal) 
 
No caso de serem misturadas soluções de ácidos fortes e bases fortes, após 
a reação ser concluída, a solução não é ácida e nem básica se exatamente as 
mesmas quantidades de matéria (números de mols) do ácido e da base são 
misturadas. 
 
c) Reações de oxi-redução (redox): são reações nas quais ocorre transferência de 
elétrons entre os reagentes. Em cada reação de oxi-redução, um reagente é 
reduzido (agente oxidante) e outro é oxidado (agente redutor). Se uma substância 
é oxidada, outra substância na mesma reação deve ser reduzida. Por essa razão, 
essas reações são chamadas de reações de oxi-redução ou reações redox. A 
corrosão do ferro (ferrugem) e de outros metais, como terminais de baterias 
automotivas são exemplos deste tipo de reação. 
 
Quando uma espécie química (átomo, íon ou molécula) perde elétrons, ou 
seja, torna-se mais positivamente carregada dizemos que ela foi oxidada, ou sofreu 
oxidação. Quando uma espécie química ganha elétrons, ou seja, torna-se mais 
negativamente carregada dizemos que ela foi reduzida, ou sofreu redução. Assim, 
temos que: 
 
oxidação– processo no qual a substância perde elétrons 
redução– processo no qual a substancia recebe elétrons. 
 
Como identificar uma reação de oxi-redução? 
 
Em uma reação, as espécies químicas que sofrem oxidação ou redução podem 
ser identificadas através da análise dos números de oxidação das espécies. O 
número de oxidação de um elemento em uma substância é a carga hipotética 
atribuída ao elemento usando um conjunto de regras definidas. Sempre que há uma 
variação no número de oxidação de um elemento no curso de uma reação, temos 
uma reação redox. A oxidação ocorre quando há aumento no número de oxidação 
de um elemento e a redução quando há diminuição no número de oxidação. Sempre 
que uma substância é oxidada a outra é reduzida. 
 
Cu(s) + 2 AgNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2 Ag(s) 
 
A Tabela 2 apresenta um resumo que pode ajudá-lo a reconhecer uma reação 
redox. 
 
 
 
 
 
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29 
 
 
Tabela 2. Formas típicas de reconhecer reações de oxi-redução. 
 Oxidação Redução 
Em termos do número de 
oxidação 
Aumento do número de 
oxidação de um elemento 
Diminuição do número de 
oxidação de um elemento 
Em termos de elétrons Perda de elétrons por um 
átomo 
Ganho de elétrons por um 
átomo 
Em termos de oxigênio Ganho de um ou mais 
átomos de O 
Perda de um ou mais 
átomos de O 
 
iv) Reações com formação de gases 
 
Os exemplos mais comuns encontrados de reações de formação de gases 
são os que envolvem a formação de dióxido de carbono (CO2), quando tanto os 
carbonatos metálicos como hidrogenocarbonatos metálicos são tratados com ácidos. 
No caso destas reações, a formação do CO2 ocorre em duas etapas distintas. 
Por exemplo, considere a reação entre o carbonato de cobre e o ácido nítrico. 
Ao realizar a reação se observam bolhas devido à formação de CO2. A primeira 
etapa envolve uma reação de dupla troca entre os reagentes: 
 
CuCO3(s) + 2 HNO3(aq) → Cu(NO3)2 (aq) + H2CO3(aq) 
 
Um dos produtos formado nesta reação é o ácido carbônico (H2CO3), 
composto instável que se decompõe em CO2 e H2O: 
 
H2CO3(aq) → H2O(l) + CO2(g) 
 
A equação global é obtida através da adição das duas equações acima. 
 
CuCO3(s) + 2 HNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + CO2(g) + H2O(l) 
 
Abaixo estão apresentados alguns tipos de reação que envolve a formação de 
gases: 
 
- Carbonato metálico ou hidrogenocarbonato + ácido → sal metálico + CO2(g) 
+ H2O(l) 
- Sulfeto metálico + ácido → sal metálico + H2S(g) 
- Sulfito metálico + ácido → sal do metal + SO2(g) + H2O(l) 
- Sal de amônio + base forte → sal metálico + NH3(g) + H2O(l) 
 
Em geral é fácil reconhecer os tipos de reações acima, mas lembre-se que 
em alguns casos a reação pode enquadrar-se em mais de uma categoria. 
 
Ba(OH)2(aq) + H2SO4(aq) → BaSO4(s) + 2 H2O(l) 
 
 
4.2. OBJETIVO 
 
• Detectar de modo qualitativo a ocorrência ou não de uma reação química. 
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30 
 
 
4.3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
1. Colocar em um tubo de ensaio, 2 mL de ácido sulfúrico 0,1 mol L-1. Medir o pH 
da solução com papel indicador universal. 
2. Em um tubo de ensaio, colocar 2 mL de hidróxido de sódio 0,2 mol L-1 e medir o 
pH da solução. 
3. Misturar as duas soluções preparadas anteriormente e medir o pH novamente. 
4. Em um tubo de ensaio, colocar uma pequena quantidade de cloreto de amônio 
sólido, e acrescentar, aproximadamente, 2 mL de água destilada. Agitar o tubo, 
cuidadosamente, e determinar o pH da solução. Anotar suas observações. 
5. Repetir o teste anterior, usando sulfito de sódio sólido em lugar de cloreto de 
amônio. 
6. Adicionar um pouco de ácido clorídrico diluído (~2 mol L-1) a um tubo de ensaio 
contendo um fragmento de mármore ou casca de ovo. Observar e anotar. 
7. Em um tubo de ensaio, dissolver um pouco de sulfato de cobre(II) em água e, a 
seguir, colocar uma placa de zinco ou um prego previamente lixado ou uma 
pequena quantidade de “Bombril” e observar o que ocorre após algum tempo. 
8. Em um tubo de ensaio, colocar cerca de 5 mL de uma solução de sulfato ferroso 
0,1 mol L-1 e acidificá-la com cinco gotas de ácido sulfúrico concentrado. A 
seguir, adicionar, uma a uma, 10 gotas de solução 0,1 mol L-1 de permanganato 
de potássio, agitando o tubo de ensaio após a adiçãode cada uma delas. 
Observar e anotar. 
9. Em um tubo de ensaio, misturar 1,0 mL de uma solução de nitrato de prata 0,1 
mol L-1 e 1,0 mL de uma solução de cloreto de sódio 0,1 mol L-1. Observar. A 
seguir, acrescentar 5,0 mL de hidróxido de amônio. Agitar e observar. 
10. Colocar em um tubo de ensaio 2 mL de uma solução de sulfato de sódio 0,2 mol 
L-1 e adicionar 2mL de uma solução de cloreto de bário 0,2 mol L-1. Observar 
11. Em um tubo de ensaio, coloque aproximadamente 2 mL da solução de hidróxido 
de sódio 0,2 mol L-1 e 2 mL da solução de sulfato de cobre (II) 0,2 mol L-1. 
Observe e anote os resultados. 
12. Em um tubo de ensaio, coloque aproximadamente 2 mL de solução de hidróxido 
de sódio 3 mol L-1 em um tubo de ensaio. Em seguida, adicione 
aproximadamente a mesma quantidade de solução de ácido clorídrico 3 mol L-1 
ao tubo com a solução de hidróxido de sódio. Medir o pH da solução resultante. 
13. Em um tubo de ensaio adicione 1 mL de solução de cloreto de magnésio 1 mol 
L-1 e adicione 1 mL de solução de hidróxido de sódio 3 mol L-1. Observe. 
14. Em um tubo de ensaio adicione 1 mL de solução de carbonato de sódio 0,2 mol 
L-1 e 1 mL de solução cloreto de cálcio 0,2 mol L-1. Observe. 
15. Em um tubo de ensaio adicione 1 mL de solução de carbonato de sódio 0,2 mol 
L-1 e 1 mL de solução de ácido clorídrico 1,0 mol L-1. Observe. 
 
 
4.4. BIBLIOGRAFIA 
 
BROWN, T. L.; LEMEY Jr, H. E.; BURTEN, B.E.; BURDGE, J. R., Química: A 
Ciência Central, São Paulo: Editora Pearson Prentice Hall, 9ª. Edição, 2005. 
ATKINS, P.; JONES, L., Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e 
o Meio Ambiente, Porto Alegre: Editora Bookman, 5ª. Edição, 2003. 
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Departamento de Química 
 
 
31 
 
SKOOG, D. A.; WEST, D. M.; HOLLER, F. J.; CROUCH, S. R., Fundamentos de 
Química Analítica, São Paulo: Editora Cengage Learning, 9ª. Edição, 2015. 
VOGEL, I. A., Química Analítica Qualitativa, São Paulo: Editora Mestre Jou, 1981. 
BACCAN, N.; ANDRADE, J. C. de; GODINHO, O. E. S., Química Analítica 
Quantitativa Elementar, São Paulo: Editora Edgard Blücher, 2ª. Edição, 1998. 
ROCHA-FILHO, R. C.; SILVA, R. R., Cálculos Básicos de Química, São Carlos: 
Editora EduUFSCar, 2006. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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32 
 
EXPERIMENTO 5 
 
DETERMINAÇÃO DA ESTEQUIOMETRIA DE UMA REAÇÃO 
 
 
5.1. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 
Nesta experiência determinaremos a estequiometria (proporção entre as 
quantidades dos reagentes) de uma reação de precipitação. Para isto 
empregaremos um método conhecido como Método das Variações Contínuas. Duas 
soluções, A e B, ambas de concentração 0,5 mol L-1, que reagem entre si 
produzindo o composto C, que precipita, e o composto D, que permanece em 
solução, num processo que pode ser representado pela equação: 
x A(aq) + y B(aq) →→→→ n C(s) + m D(aq) 
Nosso objetivo é determinar a proporção em que A e B reagem, isto é, a 
razão entre os números x e y. O método das variações contínuas consistirá em 
tomar um certo número de volumes idênticos de misturas das soluções A e B, com a 
proporção entre as quantidades dos reagentes variando gradativamente de um 
volume a outro. Assim, começaremos com soluções contendo muito A e pouco B, 
até a situação inversa em que haja muito B e pouco A. Como o volume total é 
sempre o mesmo e as soluções têm a mesma concentração, o número total de 
unidades (ex: quantidade de matéria - mols) de A e de B será o mesmo em todas as 
misturas. O que varia de uma mistura para outra é a proporção entre o número de 
unidades de A e de B, e essa proporção afetará a quantidade do precipitado de C. 
Se houver pouco A, haverá pouco precipitado, pois parte do composto B não terá 
com quem reagir. Neste caso, dizemos que A é o reagente limitante. Havendo ao 
contrário pouco B, este será o reagente limitante, e também haverá pouco 
precipitado. Variando continuamente a proporção entre A e B chagaremos a um 
ponto em que esta proporção será de x para y, que é a requerida pela 
estequiometria da reação. Neste ponto, todo o A e todo o B reagirão, e a quantidade 
do precipitado C será máxima. Vamos preparar várias misturas e observar em qual 
aparece a maior quantidade do precipitado. 
 
 
5.2. OBJETIVOS 
 
• Determinar a relação estequiométrica entre duas substâncias que reagem 
entre si através do método de variação contínua. 
• Identificar os reagentes limitantes e em excesso em uma reação química. 
 
 
5.3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
5.3.1. Preparo da solução do composto A – Cloreto de Bário 
 
Calcule quantos gramas serão necessários para preparar 50 mL de uma 
solução 0,5 mol L-1 de cloreto de bário, a partir do cloreto de bário dihidratado. 
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33 
 
Transfira a solução para um frasco de armazenamento e cole um rótulo identificando 
o soluto e a concentração, nome e a data. 
 
5.3.2. Mistura das soluções para determinar a estequiometria 
 
1. Separe nove tubos de ensaio idênticos. Numere-os de 1 a 9, e com uma pipeta 
graduada transfira 1,0 mL da solução de cloreto de bário para o tubo no 1. Depois, 
coloque 2,0 mL no tubo no 2, 3,0 mL no nº 3, e assim por diante, até chegar a 9,0 
mL no tubo no 9. 
2. Coloque todos os tubos em banho-maria por 10 minutos. 
3. Retire os tubos do banho-maria e complete o volume em cada um deles até 10 
mL com a solução B, fornecida pelo professor. Assim você terá de pipetar 9,0 mL 
para o primeiro tubo, 8,0 mL para o segundo, até chegar ao tubo de no 9, para o 
qual serão necessário apenas 1,0 mL. Homogeneizar lentamente os tubos. 
4. Deixar os tubos em repouso por 30 min para o precipitado sedimentar. 
5. Medir, tendo o cuidado para não agitar, com uma régua a altura do sedimento em 
cada um deles. Essas alturas serão tomadas como indicativas das quantidades 
de precipitado formadas nos diversos casos, já que os tubos têm o mesmo 
diâmetro. 
 
 
5.3.3. Tratamento dos Dados 
 
Calcule a quantidade de matéria (mols) do cloreto de bário em cada tubo, e 
faça um gráfico das alturas dos sedimentos contra a quantidade de matéria de 
cloreto de bário. O máximo desse gráfico lhe mostrará em que tubo a proporção 
entre a quantidade de matéria de BaCl2 (o soluto A) e a quantidade de matéria do 
mesmo soluto B é a estequiométrica. Calcule a quantidade de matéria de B 
correspondente a esse ponto e determine os valores de x e y. 
O composto B é o cromato de potássio. Com base nessa informação, escreva 
a equação da precipitação e escreva a expressão da constante de equilíbrio. 
 
 
5.4. BIBLIOGRAFIA 
 
BROWN, T. L.; LEMEY Jr, H. E.; BURTEN, B.E.; BURDGE, J. R., Química: A 
Ciência Central, São Paulo: Editora Pearson Prentice Hall, 9ª. Edição, 2005. 
ATKINS, P.; JONES, L., Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e 
o Meio Ambiente, Porto Alegre: Editora Bookman, 5ª. Edição, 2003. 
SKOOG, D. A.; WEST, D. M.; HOLLER, F. J.; CROUCH, S. R., Fundamentos de 
Química Analítica, São Paulo: Editora Cengage Learning, 9ª. Edição, 2015. 
VOGEL, I. A., Química Analítica Qualitativa, São Paulo: Editora Mestre Jou, 1981. 
BACCAN, N.; ANDRADE, J. C. de; GODINHO, O. E. S., Química Analítica 
Quantitativa Elementar, São Paulo: Editora Edgard Blücher, 2ª. Edição, 1998. 
ROCHA-FILHO, R. C.; SILVA, R. R., Cálculos Básicos de Química, São Carlos: 
Editora EduUFSCar, 2006. 
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EXPERIMENTO 6 
 
DETERMINAÇÃO GRAVIMÉTRICA 
 
 
6.1. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 
A análise gravimétrica é um método analítico quantitativo que está baseado 
na medida da massa de um composto puro quimicamente relacionado ao analito. O 
processo, em linhas gerais, envolve cinco etapas: precipitação, filtração, lavagem, 
secagem ou calcinação e pesagem doprecipitado. 
Na precipitação, o analito a ser dosado reage com um agente precipitante, 
sendo convertido em um composto pouco solúvel que se separa da solução através 
da formação de um precipitado. A técnica de precipitação utilizada em laboratório, 
de modo geral, é feita pela adição do agente precipitante à solução contendo o 
analito, de forma lenta e sob agitação constante. 
Na filtração o precipitado é separado do meio em que foi formado. Os meios 
de filtração são: filtro de papel e cadinhos de filtração. A filtração com papel ocorre 
pela ação da gravidade. Um filtro de papel circular é dobrado e inserido num funil de 
vidro, como está ilustrado na Figura 1, tomando-se o cuidado de umedecê-lo após 
sua inserção no funil, de modo a se obter uma boa aderência. O diâmetro do papel-
filtro deve ser utilizado tal que sua parte superior deve estar de 1 a 2 cm abaixo da 
borda do funil de vidro. 
 
 
 
 
 
Figura 1. Preparo de filtro de papel. 
 
 
Os cadinhos de filtração são frascos que podem ser de vidro, quartzo, 
porcelana ou óxido de alumínio, com diversas porosidades. Os cadinhos mais 
comuns são os de placa com vidro sinterizado e os cadinhos de Gooch (tem o fundo 
perfurado que suporta uma camada filtrante fibrosa). Com estes cadinhos usa-se 
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35 
 
vácuo para acelerar a filtração. Um exemplo de montagem para filtração a vácuo é 
mostrada na Figura 2. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 2. Filtração a vácuo. 
 
 
As etapas envolvidas na filtração de um precipitado incluem decantação, 
transferência e lavagem do precipitado, como mostrado na Figura 3. Após a 
decantação, o líquido sobrenadante é transferido primeiro e em seguida o 
precipitado. Deve-se verter a maior quantidade possível do líquido sobrenadante 
sem movimentar o precipitado contido no béquer. A transferência é feita com o 
auxílio de um bastão de vidro e o filtrado é recolhido em um béquer. A extremidade 
inferior da haste do funil deve ser encostada na parede interna do béquer usado no 
recolhimento do filtrado. 
 
 
 
 
Figura 3. Sequência de operações utilizadas na transferência e lavagem de um 
precipitado. 
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36 
 
Ao precipitado (ainda retido no frasco de precipitação) é adicionado o líquido 
de lavagem, sendo vigorosamente misturado. O precipitado é decantado e o líquido 
sobrenadante transferido para o funil. Repete-se este procedimento algumas vezes 
e, por fim, transfere-se a totalidade do precipitado para o funil e continua-se a 
lavagem diretamente no filtro, do qual se remove parte da água-mãe que ficou nele 
retida e eliminam-se as impurezas solúveis e não voláteis na temperatura de 
secagem ou calcinação a que o precipitado será submetido. 
O líquido de lavagem deve ser usado em pequenas porções, obtendo-se 
assim uma eficiência maior do que seria obtida se fosse utilizado um pequeno 
número de grandes porções de líquido (considerando-se o mesmo volume total de 
líquido de lavagem nos dois casos). 
Após a filtração e lavagem, o precipitado deve ser submetido a um processo 
de secagem a baixa temperatura para retirada de umidade (em estufas, por 
exemplo) ou a calcinação, processo no qual o precipitado é aquecido a temperaturas 
elevadas (em muflas, por exemplo), sendo convertido em um composto mais 
adequado para a determinação do analito. 
Para minimizar a absorção de umidade, as substâncias e materiais secos são 
armazenados em dessecadores. A Figura 4 apresenta os componentes típicos de 
um dessecador. Pode-se observar que o mesmo deve conter um agente secante, 
em sua parte inferior (cloreto de cálcio anidro, sulfato de cálcio anidro ou sílica gel) e 
ser submetido à vácuo. Para impedir a entrada de ar, deve-se passar vaselina ou 
outro lubrificante nas superfícies esmerilhadas da tampa. Quando se remove a 
tampa de um dessecador, faz-se o uso de um movimento de deslizamento. 
 
 
 
Figura 4. Componentes de um dessecador. 
 
 
6.1.1. Rendimento de uma reação de precipitação 
 
Uma equação química corretamente balanceada pode fornecer informações a 
respeito das quantidades de reagentes consumidos e produtos formados para uma 
reação química. A relação estequiométrica entre produtos e reagentes permite 
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37 
 
calcular a massa de produto que pode ser obtida a partir de massas conhecidas de 
reagentes. A quantidade de produto calculada através da estequiometria da reação 
e considerando que todo o reagente limitante foi consumido é chamada de 
rendimento teórico. E a quantidade de produto de fato obtida em uma reação é 
chamada de rendimento real. O rendimento real é sempre menor que o rendimento 
teórico. 
O rendimento percentual de uma reação relaciona o rendimento real com o 
rendimento teórico (calculado): 
 
= ×
rendimento real
rendimento percentual 100%
rendimento teórico
 
 
 
6.2. OBJETIVOS 
 
• Aprender as técnicas de decantação, filtração, lavagem e secagem de 
precipitados; 
• Determinar o rendimento de uma reação de precipitação. 
 
 
6.3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
6.3.1. Filtração Simples 
 
1. Pese o papel filtro que será utilizado na filtração. 
2. Pese 0,80 g de cromato de potássio e transfira para um béquer de 250 mL, 
adicione 100 mL de água destilada, medida em proveta. Agite com um bastão de 
vidro até completa dissolução. Aqueça a solução até começar a ferver. 
3. Pese 0,60 g de cloreto de bário e em seguida transfira para um béquer de 250 
mL. Adicione 50 mL de água destilada medida em proveta. Agite com bastão de 
vidro até completa dissolução. 
4. Misture a solução de cloreto de bário com a solução de cromato de potássio e 
agite com um bastão. Aguarde cerca de cinco minutos. 
5. Filtre o precipitado formado através de papel de filtro. Lave o precipitado três 
vezes usando água destilada. 
6. Coloque o papel com o precipitado em um vidro de relógio e coloque em local 
protegido até a próxima aula, ou em estufa durante 1 h a 105 oC. 
7. Na próxima aula pese o conjunto precipitado + papel filtro e calcule o rendimento 
de produto obtido na reação. 
 
6.3.2. Filtração à vácuo 
 
1. Medir em proveta, 15 mL de solução de sulfato de cobre 0,25 mol L-1. 
2. Medir em outra proveta, 15 mL de solução de hidróxido de sódio 0,5 mol L-1. 
3. Observar o aspecto das duas soluções e misturá-las em um béquer de 100 ml. 
Qual o aspecto do sistema resultante dessa mistura? 
4. Prepare um aparelho para filtração a vácuo e proceda colocando o papel de filtro, 
previamente pesado, no funil de Büchner de forma que cubra toda chapa 
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38 
 
perfurada (o diâmetro do papel deve ser levemente menor que o diâmetro interno 
do funil), umedecendo com algumas gotas do líquido sobrenadante (“água mãe”). 
5. Filtrar a mistura de cristais e “água mãe” através do funil de Büchner com leve 
sucção. 
6. Lavar o precipitado com água destilada. 
7. Colocar o papel com o precipitado em um vidro de relógio e colocar no 
dessecador. 
8. Na próxima aula pese o conjunto precipitado + papel filtro e calcule o rendimento 
do produto obtido na reação. 
 
 
6.4. BIBLIOGRAFIA 
 
BROWN, T. L.; LEMEY Jr, H. E.; BURTEN, B.E.; BURDGE, J. R., Química: A 
Ciência Central, São Paulo: Editora Pearson Prentice Hall, 9ª. Edição, 2005. 
ATKINS, P.; JONES, L., Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e 
o Meio Ambiente, Porto Alegre: Editora Bookman, 5ª. Edição, 2003. 
SKOOG, D. A.; WEST, D. M.; HOLLER, F. J.; CROUCH, S. R., Fundamentos de 
Química Analítica, São Paulo: Editora Cengage Learning, 9ª. Edição, 2015. 
VOGEL, I. A., Química Analítica Qualitativa, São Paulo: Editora Mestre Jou, 1981. 
BACCAN, N.; ANDRADE, J. C. de; GODINHO, O. E. S., QuímicaAnalítica 
Quantitativa Elementar, São Paulo: Editora Edgard Blücher, 2ª. Edição, 1998. 
ROCHA-FILHO, R. C.; SILVA, R. R., Cálculos Básicos de Química, São Carlos: 
Editora EduUFSCar, 2006. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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39 
 
EXPERIMENTO 7 
 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 
7.1. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 
Uma reação química está em equilíbrio quando duas reações opostas 
ocorrem com a mesma velocidade. Um sistema do tipo REAGENTES ⇌⇌⇌⇌ 
PRODUTOS está em equilíbrio quando a velocidade de formação dos produtos é 
igual à velocidade de formação dos reagentes. Em alguns casos, naquelas em que a 
reação é quase completa, se obtém o equilíbrio quando o material reagiu quase por 
completo. Em outros casos de reações reversíveis, se alcança o equilíbrio antes que 
a reação se tenha completado. As concentrações das substâncias em equilíbrio 
guardam entre si uma relação definida que é expressa pela equação genérica da 
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO: 
 aA(aq) + bB(aq) ⇌⇌⇌⇌ cC(aq) + dD(aq) 
 
Muitas reações químicas são reversíveis. Em outras palavras, se duas espécies 
químicas, em solução, são misturadas e formam novas espécies, há uma tendência 
para que as novas espécies reajam, formando as espécies originais. A velocidade 
de formação das novas espécies será no início mais rápida do que a reação 
contrária. Entretanto, após algum tempo, quando não se percebe mais nenhuma 
mudança, a velocidade de formação de novas espécies iguala-se a da reação 
reversa, que forma as substâncias originais e diz-se que o equilíbrio foi alcançado. 
Equações de equilíbrio são escritas com duas setas apontadas em direções opostas 
entre reagentes e produtos, indicando que ambos os processos ocorrem 
simultaneamente. Por exemplo, o equilíbrio para uma solução saturada de carbonato 
de cálcio (CaCO3 não dissolvido permanece no fundo do tubo) é representado pela 
equação: 
CaCO3(s) ⇌⇌⇌⇌ Ca2+(aq) + CO32-(aq) 
 
as duas setas indicam que alguns íons Ca2+ e CO32- estão se separando indo para a 
solução (reação direta) e outros estão se juntando para formar o CaCO3 sólido 
(reação inversa). 
De uma forma geral, 
 
 
a velocidade direta = k1 [ A ] [ B ] 
e a velocidade inversa = k2 [ C ] [ D ] 
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40 
 
 
1
eq
2
k [C][D]
K = =
k [A][B]
 
 
O ponto de equilíbrio é deslocado quando há mudanças nos fatores que 
influenciam na velocidade das reações opostas. O princípio geral que rege os 
deslocamentos dos estados de equilíbrio é o chamado PRINCÍPIO DE LE 
CHATELIER, que diz: “Quando um fator externo age sobre um sistema em 
equilíbrio, ele se desloca procurando minimizar a ação do fator aplicado e atingir um 
novo estado de equilíbrio”. O Princípio de Le Chatelier estabelece que a posição do 
equilíbrio sempre se desloque na direção que contrabalancei ou minimize a ação de 
uma força externa aplicada ao sistema. Isto significa que se houver aumento da 
temperatura de um sistema reacional, provoca-se a reação química que contribui 
para resfriar o sistema (consumindo energia térmica). Ou ainda, se houver o 
aumento proposital de um dado reagente ou produto, o equilíbrio favorecerá a 
reação de consumo desta substância em excesso até que seja retomado um novo 
estado de equilíbrio. Entretanto, ressalta-se que o excesso de reagente ou produto 
adicionado ao sistema, nunca é completamente consumido, para que a constante de 
equilíbrio (K) permaneça constante, desde que a temperatura não mude. Da mesma 
forma, quando um componente é removido do sistema em equilíbrio, ocorrerá um 
deslocamento para repor este componente, sendo que esta reposição nunca é total 
para que K permaneça constante. Neste experimento você fará um estudo dos 
estados de equilíbrio e de fatores que modificam estes equilíbrios para os sistemas 
abaixo, observando as alterações de cor que ocorrerão e relacionando-as com as 
concentrações de reagentes e produtos formados. 
 
 
7.2. OBJETIVOS 
 
• Familiarização dos conceitos e efeitos da perturbação de um equilíbrio 
químico por agentes externos. 
 
 
7.3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
7.3.1. Equilíbrio Químico Hexaaquocobalto (II) – Tetraclorocobaltato (II): 
 
Neste experimento será estudada a influência da temperatura e da 
concentração no deslocamento do seguinte equilíbrio químico: 
 
 
 ROSA AZUL 
 
As espécies Co+2 e CoCl4-2 apresentam cores contrastantes, logo a 
intensidade das cores rosa e azul em solução são proporcionais à concentração 
molar de Co+2 e CoCl4-2. Então, quando o sistema for submetido a uma ação externa 
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será possível observar o deslocamento deste equilíbrio para uma nova posição, 
através da modificação da coloração da solução. 
 
 
A- Influência da Temperatura: 
 
1. Coloque em um tubo de ensaio as seguintes quantidades: 2,5 mL da solução de 
cloreto de cobalto 0,1 mol L-1; 3,5 mL de HCl concentrado e 1,5 mL de água 
destilada. Agite a mistura com um bastão de vidro e em seguida divida em três 
porções aproximadamente iguais, transferindo as porções para outros tubos de 
ensaio numerados de 1 a 3. 
2. Aqueça a primeira porção num béquer contendo água. 
3. Resfrie a segunda porção em um banho de água com gelo. 
4. Mantenha a terceira porção à temperatura ambiente e utilize esta porção como 
padrão de comparação. 
5. Observe a alteração de cor nas soluções durante o aquecimento e o resfriamento 
e anote. Faça uma relação entre a coloração observada e a concentração do 
reagente e produto presentes no novo equilíbrio. 
 
B- Influência da Concentração: 
 
1. Misture as porções da parte A, agite com um bastão de vidro e espere que a 
temperatura da solução chegue à temperatura ambiente. 
2. Divida a solução em três partes aproximadamente iguais, transferindo as soluções 
para outros três tubos de ensaio limpos e numerados de 1 a 3. 
3. Adicione cristais de KCl ao tubo de nº 1, agitando com bastão de vidro até 
dissolver. 
4. Adicione gotas da solução de AgNO3 0,1 mol L-1 ao tubo de nº 2, agitando. 
5. Mantenha o tubo de nº 3 como padrão de comparação de cor. 
 
 
7.3.2. Equilíbrio dos Íons Cromato [CrO42-] e Dicromato [Cr2O72-]: 
 
2CrO42- ⇌⇌⇌⇌ Cr2O72- 
 
1. Coloque cerca de 1 ml de cromato de potássio 0,1 mol L-1 em um tubo de ensaio 
e adicione 2 gotas de HCl 1 mol L-1 (verifique se a solução está nitidamente ácida 
com um papel indicador, caso contrário adicione mais HCl). 
2. Repita este procedimento com dicromato de potássio 0,1 mol L-1. 
3. Agora adicione NaOH 1 mol L-1 a esses tubos e confira a alcalinidade das 
soluções. Se necessário adicione mais NaOH. 
4. Verifique se as mudanças observadas nas colorações das soluções são 
reversíveis, através de adições sucessivas de HCl e NaOH. 
 
 
 
 
 
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7.3.3. Equilíbrio de Cromato de Bário, BaCrO4(s) com uma Solução Saturada: 
 
BaCrO4(s) ⇌⇌⇌⇌ Ba2+(aq) + CrO42-(aq) 
 
1. Coloque 2 mL de cloreto de bário 0,1 mol L-1 em um tubo de ensaio e adicione 
cromato de potássio 0,1 mol L-1 gota a gota até que não se forme mais 
precipitado. 
2. De modo semelhante adicione dicromato de potássio 0,1 mol L-1 a um tubo 
contendo 2 mL de cloreto de bário 0,1 mol L-1. 
3. Agora adicione 1 mL de HCl 1 mol L-1 ao sistema BaCl2/K2CrO4 e 1mL de NaOH 1 
mol L-1 ao sistema K2Cr2O7/BaCl2. 
4. Explique seus resultados e observações em termos do equilíbrio: 
2CrO42- + 2H+ ⇌ Cr2O72- + H2O 
 
 
 
7.4. BIBLIOGRAFIA 
 
LENZI, E. [et al.], Química Geral Experimental, Rio de Janeiro: Freitas Bastos 
Editora, 2ª edição, 2012. 
BROWN, T. L.; LEMEY Jr, H. E.; BURTEN, B.E.; BURDGE,