Apostila_laboratorio_1_ed_UFERSA_Pau_dos_Ferros_2

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1ª Edição 
Cláudia Alves de Sousa Muniz 
Josy Eliziane Torres Ramos 
Ricardo Paulo Fonseca Melo 
Sanderlir Silva Dias 
Shirlene Kelly Santos Carmo 
Laboratório de Química Geral 
 
 
Prefácio 
 
 
Esta apostila foi elaborada pelos professores de Química do departamento de Ciências 
Exatas e Naturais do Campus da Universidade Federal Rural do Semi-Árido em Pau dos 
Ferros. A mesma tem por objetivo, inteirar o aluno aos conhecimentos básicos de um 
laboratório de química, tornando-o capaz de reconhecer as principais vidrarias e outros 
equipamentos utilizados em um laboratório, além de propiciar a execução práticas laboratoriais 
através de experimentos elaborados de acordo com a teoria abordada na disciplina de química 
geral. 
O primeiro capítulo introduz alguns aspectos de segurança, indispensáveis a um 
laboratorista, mostrando algumas regras básicas, a importância do uso de EPI e EPC, dentre 
outros. 
No segundo capítulo são mostrados alguns equipamentos, vidrarias, algumas 
manipulações, acessórios e procedimentos utilizados em um laboratório de química. 
Nos demais capítulos são oferecidos uma variedade de experimentos abordando 
assuntos, de acordo com a ementa, da disciplina de química geral. 
O professor fará uso desse material de forma a aproveitá-lo da melhor maneira possível. 
O mesmo utilizará as mais diversas técnicas de avaliação, podendo ser cobrado relatórios, pré-
laboratórios, pós-laboratórios, realização de outros trabalhos e mini-testes, assim como prova 
escrita. Cada professor tem autonomia para escolher a forma de avaliação. 
É oferecida também nesse material, uma tabela periódica atualizada, e algumas tabelas 
de conversão de unidades. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Conversão de unidades 
 
 Massa 
 g Kg u.m.a. ton 
1 grama (g) 1 0,001 6,024x1023 0,000001102 
1quilograma (Kg) 1000 1 6,024x1026 0,001102 
1 slug 14590 14,59 8,789x1027 0,01609 
1 u.m.a. 1,66x10-24 1,66x10-27 1 1,829x10-30 
1 onça 28,35 0,02835 1,708x1025 0,00003125 
1 libra (lb) 453,6 0,4536 2,732x1026 0,0005 
1 ton 907200 907,2 5,465x1029 1 
 
 Comprimento 
 cm M km in ft mi 
1 centímetro (cm) 1 0,01 0,00001 0,3937 0,0328 0,000006214 
1 metro (m) 100 1 0,001 39,3 3,281 0,0006214 
1 quilômetro (km) 100000 1000 1 39370 3281 0,6214 
1 polegada (in) 2,54 0,0254 
0,000025
4 
1 0,08333 0,00001578 
1 pé (ft) 30,48 0,3048 3,048 12 1 0,0001894 
 
Volume 
 m³ cm³ l ft³ in³ 
1 metro cúbico(m³) 1 1000000 1000 35,31 61020 
1 centímetro 
cúbico(cm³) 
0,000001 1 0,001 
0,000035
31 
0,06102 
1 litro(l) 0,001 1000 1 0,03531 61,02 
1 pé cúbico(ft³) 0,02832 28320 28,32 1 1728 
1 polegada cúbica(in³) 0,00001639 16,39 0,01639 
0,000578
7 
1 
 
Vários 
Comprimento 1m=3,281pés=39,37pol 
Área 1m²=10,76pés²=1.550pol² 
Volume 1m³=35,3pés³=1.000litros 
Volume 1galão(USA)=3,8litros 1galão(GB)=4,5 litros 
Massa 1kg=2,2 lb 1lb=0,45kg 1 onça=28,35g 
Pressão 1atm=1,033kgf/cm²=14,7lbf/pol²(PSI) 
Pressão 1bar=100kPa=1,02atm=29,5polHg 
Energia 1kWh=860kcal 1kcal=3,97Btu 
Energia 1kgm=9,8J 1Btu=0,252kcal 
Temperatura ºF=32+1,8.ºC K=273+ºC R=460+ºF 
 
 
 
Sumário 
 
UNIDADE I 
CAPÍTULO I - SEGURANÇA NO LABORATÓRIO 7 
CAPÍTULO II – EQUIPAMENTOS, VIDRARIAS, MANIPULAÇÕES E OUTROS ACESSÓRIOS E 
PROCEDIMENTOS INDISPENSÁVEIS EM LABORATÓRIO DE QUÍMICA 14 
PÓS-LABORATÓRIO 27 
CAPÍTULO III - DENSIDADE DE SÓLIDOS E LÍQUIDOS 29 
METODOLOGIA 30 
PRÉ-LABORATÓRIO 32 
PÓS-LABORATÓRIO 32 
CAPÍTULO IV – TESTE DE CHAMAS 33 
CAPÍTULO V - EXTRAÇÃO LÍQUIDO-LÍQUIDO 37 
METODOLOGIA 39 
PRÉ-LABORATÓRIO 41 
PÓS-LABORATÓRIO 41 
CAPÍTULO VI – INDICADORES ÁCIDOS-BASES 42 
UNIDADE II 
CAPÍTULO VII - CONSERVAÇÃO DA MASSA 50 
METODOLOGIA 51 
PRÉ-LABORATÓRIO 52 
PÓS-LABORATÓRIO 52 
CAPÍTULO VIII - SOLUÇÕES 54 
METODOLOGIA 55 
PRÉ-LABORATÓRIO 56 
CAPÍTULO IX - ANÁLISE VOLUMÉTRICA 58 
METODOLOGIA 59 
PRÉ-LABORATÓRIO 60 
PÓS-LABORATÓRIO 60 
UNIDADE III 
CAPÍTULO X - CALORIMETRIA 61 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 66 
PRÉ-LABORATÓRIO 69 
PÓS-LABORATÓRIO 70 
CAPÍTULO XI - FATORES QUE INFLUENCIAM A VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO QUÍMICA 71 
METODOLOGIA 72 
PRÉ-LABORATÓRIO 75 
 
 
PÓS-LABORATÓRIO 75 
CAPÍTULO XII - EQUILÍBRIO QUÍMICO 76 
METODOLOGIA 79 
PRÉ-LABORATÓRIO 83 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Unidade I 
 
 
 
CAPÍTULO I - Segurança no laboratório 
 
Regras básicas 
 
Um laboratório de Química é um local onde são manipuladas substâncias tóxicas, 
inflamáveis, corrosivas, etc. A minimização dos riscos de acidentes no laboratório passa 
pela obediência a certas normas. A seguir encontram-se algumas normas que deverão ser 
observadas e seguidas pelos alunos antes, durante e após as aulas práticas. 
Não é permitido brincadeiras em um laboratório. O laboratório de química é um 
lugar de trabalho. 
Não beba nem coma no laboratório, pois qualquer alimento que esteja no ambiente 
laboratorial está sujeito a contaminação. 
 Siga rigorosamente as instruções fornecidas pelo professor, não mexendo em 
qualquer coisa que esteja fora do escopo da prática. 
Durante a sua permanência no laboratório use sempre os equipamentos de proteção 
individual (EPI) indispensáveis: Calça comprida, calçado fechado e bata apropriada. 
Outros EPIs serão fornecidos quando necessário, como por exemplo, óculos de segurança e 
luvas. 
Caso tenha cabelo comprido, mantenha-o preso durante a realização das 
experiências. Recomenda-se a não utilização de lentes de contato durante as aulas. 
Todas as experiências que envolvam a libertação de gases e/ou vapores tóxicos 
devem ser realizadas na capela, que é um compartimento fechado e envidraçado, contendo 
8 
 
um exaustor, que serve para proteger dos gases tóxicos que venham a ser liberados durante 
a manipulação de determinadas substâncias. 
Ao preparar soluções aquosas de um ácido, coloque o ácido concentrado sobre uma 
razoável quantidade de água. Nunca adicione água diretamente ao ácido concentrado. 
Nunca usar a boca para pipetar. Fazer uso dos pipetadores. 
Nunca aqueça o tubo de ensaio, apontando a extremidade aberta para um colega ou 
para si mesmo, pois pode ocorrer uma ejeção de fluido quente. 
Não coloque sobre a bancada de laboratório bolsas, agasalhos ou qualquer material 
estranho ao trabalho que estiver a ser realizado. 
No caso de contato de um produto químico com os olhos, boca ou pele, lave 
abundantemente com água. A seguir, procure atendimento médico. 
Saiba a localização e como utilizar o chuveiro de emergência, extintores de 
incêndio e lava olhos. 
Nunca teste um produto químico pelo sabor. 
Não é aconselhável testar um produto químico pelo odor, porém caso seja 
necessário, não coloque o frasco sob o nariz. Desloque suavemente com a mão, para a sua 
direção, os vapores que se desprendem do frasco. 
Não aqueça líquidos inflamáveis em chama direta. Usar sempre um aquecedor 
elétrico ou uma manta de aquecimento. 
Abra os frascos o mais longe possível do rosto e evite aspirar ar naquele exato 
momento. Faça isso na capela. 
Os frascos contendo reagentes devem ser sempre identificados. Indicar o nome da 
substância, sua concentração, o nome do responsável e a data da fabricação. 
Nunca volte a colocar no frasco um produto químico retirado em excesso e não 
usado. Ele pode ter sido contaminado. 
Quando sair do laboratório, verifique se não há torneiras (água, gás ou outros) 
abertas. Desligue todos os aparelhos, deixe todo o equipamento limpo e lave as mãos. 
 
http://pt.wikipedia.org/wiki/G%C3%A1s
http://pt.wikipedia.org/wiki/Toxicidade
9 
 
Equipamentos de proteção coletiva (EPCs) 
 
São denominados EPCs os equipamentos que, quando utilizados de forma correta, 
permitem executar operações em boas condições de salubridade para o operador e as 
demais pessoas no laboratório. Estes equipamentos permitem também eliminar ou reduzir 
o uso de alguns Equipamentos de ProteçãoIndividual (EPIs) como será visto mais adiante. 
A capela é um bom exemplo de EPC. Seu revestimento interno deve ser resistente 
aos produtos com os quais se vai operar. O sistema de exaustão deve ter potência suficiente 
para promover a exaustão dos gases. Deve haver um sistema de iluminação adequado. Os 
equipamentos elétricos e interruptores devem ser à prova de explosão. A Figura 1.1 ilustra 
exemplos de capelas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1.1. Exemplos de capelas. 
Só deve-se operá-la com os sistemas de exaustão e iluminação ligados e em perfeito 
funcionamento. Aconselha-se remover vidrarias e frascos desnecessários ao trabalho. 
Deve-se manter a janela (guilhotina) com a menor abertura possível. Ao terminar o 
trabalho, é necessário deixar o exaustor funcionando de 10 a 15 minutos, depois, então, 
desocupar e limpar a capela, se necessário. O chuveiro de emergência auxilia o 
laboratorista nos primeiros socorros, principalmente em casos de derramamento de ácidos 
ou outras substâncias que provoquem queimaduras. Ele deve estar bem identificado e 
disposto em local de fácil acesso. Devem ser alimentados com água de boa qualidade e de 
fonte ininterrupta. 
10 
 
A Figura 1.2 ilustra um chuveiro de emergência e seu funcionamento. 
 
 
Figura 1.2. Chuveiro de emergência. 
O lava olhos, assim como o chuveiro de emergência, auxilia o laboratorista em 
primeiros socorros. No caso de queimaduras na vista com agente corrosivo, lavar o olho 
durante 10 a 15 minutos e consultar um médico. 
A Figura 1.3 ilustra um lava olhos e seu funcionamento. 
 
Figura 1.3. Lava olhos. 
Os extintores de incêndio são equipamentos indispensáveis. Têm a finalidade de 
extinguir ou controlar incêndios em casos de emergência. Em geral estão dispostos na 
forma de um cilindro que pode ser carregado até o local do incêndio, contendo um agente 
extintor sob pressão. 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Extin%C3%A7%C3%A3o_de_inc%C3%AAndios
http://pt.wikipedia.org/wiki/Inc%C3%AAndio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Cilindro
11 
 
A Figura 1.4 ilustra extintores de incêndio. 
 
 
Figura 1.4. Extintores de incêndio. 
O agente extintor mais apropriado para cada tipo de incêndio depende do material 
que está em combustão. Em alguns casos, alguns agentes extintores não devem ser 
utilizados pois colocam em risco a vida do operador do equipamento. Os extintores trazem 
em seu corpo as classes de incêndio para as quais é mais eficiente, ou as classes para as 
quais não devem ser utilizados: 
 Classe A: Incêndio em materiais sólidos cuja queima deixa resíduos ocorrendo em 
superfície e em profundidade, como madeira, papel, tecidos, borracha. Para esta 
classe é recomendado o uso de extintores contendo água ou espuma. 
 Classe B: Incêndio em líquidos e gases cuja queima não deixa resíduo e ocorre 
apenas na superfície, como a gasolina, o álcool, o GLP (gás liquefeito de petróleo). 
Para esta classe é recomendado o uso de extintores contendo espuma, dióxido de 
carbono e pó químico. 
 Classe C: Incêndio que envolva materiais condutores que estejam potencialmente 
conduzindo corrente elétrica. Neste caso o agente extintor não pode ser um 
condutor para não eletrocutar o operador. Para esta classe devem ser utilizados 
apenas os extintores contendo dióxido de carbono e pó químico. 
 Classe D: Incêndio que envolva metais pirofóricos (combustão que se inicia 
espontaneamente no ar) como, por exemplo, potássio, alumínio, zinco ou titânio. 
Requerem extintores com agentes especiais que extinguem o fogo por abafamento, 
como os de cloreto de sódio. 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Madeira_(material)
http://pt.wikipedia.org/wiki/Papel
http://pt.wikipedia.org/wiki/Tecido
http://pt.wikipedia.org/wiki/Borracha
http://pt.wikipedia.org/wiki/Gasolina
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81lcool
http://pt.wikipedia.org/wiki/GLP
http://pt.wikipedia.org/wiki/Corrente_el%C3%A9trica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Pirof%C3%B3rico
http://pt.wikipedia.org/wiki/Combust%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ar
http://pt.wikipedia.org/wiki/Pot%C3%A1ssio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Alum%C3%ADnio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Zinco
http://pt.wikipedia.org/wiki/Tit%C3%A2nio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Cloreto_de_s%C3%B3dio
12 
 
Equipamentos de proteção individual (EPIs) 
 
Os equipamentos de proteção individual, conhecidos por EPIs, destinam-se a 
proteger o trabalhador ou o analista em operações em que a proteção coletiva não é 
suficiente para garantir a saúde e integridade física da pessoa. 
Por exemplo, quando há riscos de exposição a vapores ou pós, fora da capela, faz-
se necessário o uso de uma máscara e, essa, dependendo da substância que for manipular, 
deve conter filtros. A Figura 1.5 mostra alguns EPIs. 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1.5. Exemplos de EPIs – máscaras, óculos de proteção, luvas, protetores 
auriculares, bata ou jaleco, capacete e botas. 
Outro exemplo de EPI suas as luvas, que, dependendo da situação poderá ser de 
diversos tipos, como luvas de borracha, luvas de couro etc. 
Os óculos de segurança são bastante utilizados em manipulação de reagentes 
químicos que liberem vapores ou espirrem produtos químicos, quando se trabalha com 
reagentes em pó, materiais particulados diversos ou proteção contra projéteis, radiações 
ultravioleta e infravermelho, e a própria proteção da face; há também os protetores faciais 
que podem agir como óculos de segurança. 
Os protetores auriculares são indispensáveis quando se trabalha em ambientes com 
ruídos acima do permitido pela legislação, acima de 60 decibéis. Os limites de tolerância 
13 
 
para ruídos, contínuo ou intermitente, vão depender do nível do ruído e do tempo de 
exposição ao mesmo. 
É importante frisar que devemos procurar obter as melhores condições possíveis no 
laboratório no que diz respeito às instalações (iluminação, ventilação, uso de capelas etc.), 
para se ter que recorrer ao uso de EPIs em último caso. Por outro lado, os EPIs, quando 
necessários, devem ser de boa qualidade e proporcionar o máximo conforto possível. 
Deve-se também fazer inspeção dos equipamentos de proteção nos prazos estabelecidos de 
acordo com as normas técnicas de segurança. 
 
Referências 
Verga Filho, A. F. Manual de Segurança em Laboratórios. Conselho Regional de 
Química - IV Região (SP). Campinas, 13 de setembro de 2008. 
Pereira, M. M.; Estronca, T. M. R.; Nunes, R. M. D. R. Guia de segurança no 
laboratório de química. Departamento de Química, Faculdade de Ciências e Tecnologia, 
Universidade de Coimbra, 2ª. Edição, 2013. Secção de textos – FCTUC. 
14 
 
CAPÍTULO II – Equipamentos, vidrarias, manipulações e outros 
acessórios e procedimentos indispensáveis em laboratório de química 
 
Equipamentos e vidrarias 
 
Vários equipamentos e vidrarias são utilizados em um laboratório de química e o 
manuseio adequado destes é fundamental para o analista. O Quadro 2.1 relaciona alguns 
equipamentos de uso comum no laboratório e suas aplicações. 
Quadro 2.1. Relação de alguns equipamentos de laboratório e algumas de suas aplicações. 
 
Tubo de ensaio: Usado 
principalmente testes 
de reação. 
 
Becker: 
Usado para 
aquecimento 
de líquidos, 
reações de 
precipitação, 
etc. 
 
 
Erlemnmeyer: 
Usado para 
titulações e 
aquecimento de 
líquidos. 
 
Balão de fundo 
chato: Usado 
para 
aquecimento e 
armazenamento 
de líquidos. 
 
Balão de fundo 
redondo: Usado para 
aquecimento de líquidos 
e reações com 
desprendimento de 
gases. 
 
Balão de destilação: 
Usado em destilações. 
Possui saída lateral 
para a condensação de 
vapores. 
 
Pipeta 
volumétrica: 
Usada para 
medir 
volumes fixos 
de líquidos. 
 
Pipeta graduada: 
Usada para medir 
volumes variáveis 
de líquidos. 
 
Proveta: Usado 
para medidas 
aproximadas de 
volume de 
líquidos. 
 
Funil de vidro: Usado 
em transferências de 
líquidos e em filtrações. 
15 
 
 
Frascode reagentes: 
Usado para o 
armazenamento de 
soluções. 
 
Bico de 
Bunsen: 
Usado em 
aquecimentos 
de 
laboratório. 
 
Tela de amianto: 
Usado para 
distribuir 
uniformemente o 
calor em 
aquecimentos de 
laboratório. 
 
 
Tripé de ferro: 
Usado para 
sustentar a tela 
de amianto. 
 
Cadinho de porcelana: 
Usado para 
aquecimentos à seco no 
bico de Bunsen e Mufla. 
 
 
 
 
Estante para tubos de 
ensaio: suporte de 
tubos de ensaio. 
 
Bureta: Usada 
para medidas 
precisas de 
líquidos. 
 
Triângulo de 
porcelana: Usado 
para sustentar 
cadinhos de 
porcelana em 
aquecimento no 
bico de Bunsen. 
 
Funis de 
decantação: 
Usado para 
separação de 
líquidos 
imicíveis. 
 
 
 
Pinça de madeira: 
Usada para segurar 
tubos de ensaio em 
aquecimento no bico de 
Bunsen. 
 
Almofariz e pistilo: 
Usado para triturar e 
pulverizar sólidos. 
 
Placa de Petri: 
usada para 
fins diversos. 
 
Vidro de relógio: 
Usado para cobrir 
beckers em 
evaporações, 
pesagens etc 
 
Pisseta: Usada 
para lavagens, 
remoção de 
precipitados e 
outros fins. 
 
Picnômetro: Usado para 
determinar a densidade 
de líquidos. 
 
16 
 
 
Cuba de vidro: Usada 
para banhos de gelo e 
fins diversos. 
 
Cápsula de 
porcelana: 
Usada para 
evaporar 
líquidos em 
soluções. 
 
Bastão de vidro: 
Usado para agitar 
soluções, 
transporte de 
líquidos na 
filtração e outros 
 
Dessecador: 
Usado para 
resfriar 
substâncias em 
ausência de 
umidade. 
 
Pinça metálica 
Casteloy: Usada para 
transporte de cadinhos e 
outros fins. 
 
Balão volumétrico: 
Usado para preparar e 
diluir soluções. 
 
Termômetro: 
Usado para 
medidas de 
temperatura. 
 
Funil de Buchner: 
Usado para 
filtração a vácuo. 
 
Kitassato: Usado 
para filtração a 
vácuo. 
 
Garra metálica: Usada 
em filtrações, 
sustentação de peças, 
tais como condensador, 
funil de decantação e 
outros fins. 
 
 
Suporte universal. 
 
Anel para 
funil 
 
Mufa: Suporte 
para a garra de 
condensador. 
 
Escovas de 
limpeza: Usada 
para limpeza de 
tubos de ensaio 
e outros 
materiais. 
 
 
Pinça de Hoffman: 
Usada para impedir ou 
diminuir fluxos gasosos. 
 
 
 
17 
 
 
Pêra: Usada para 
pipetar soluções. 
 
 
Condensadores: Usado para 
condensar os gases ou vapores na 
destilação. 
 
Espátulas: Usada para transferência de 
substâncias sólidas. 
 
 
Estufa: Usada para 
secagem de materiais 
(até 200°C). 
 
 
Mufla: Usada para calcinações (até 
1500°C) 
 
 
Sistema de destilação: Usado na separação 
de duas ou mais substâncias com base em 
suas diferentes volatilidades. 
 
 
Operações no laboratório e aparelhagem 
 
Em experiências químicas, como as realizadas em aulas práticas, são usados 
equipamentos específicos de química. A seguir são apresentadas algumas das aparelhagens 
utilizadas em laboratório, assim como as principais operações realizadas. 
 
Bico de Bunsen 
Para obter calor nas experiências em laboratório usa-se comumente um aparelho 
denominado bico de Bunsen. Neste aparelho, cujo esquema aparece na Figura 2.1, a 
mistura gás-ar é queimada no tubo, gerando uma chama que pode ser de combustão 
completa (azulada) ou incompleta (amarelada). 
18 
 
A forma correta de usar o bico de Bunsen é fechar a entrada de ar no anel, abrir a 
válvula de gás e acender. A chama será larga e amarela. Então, abre-se a entrada de ar até 
que a chama fique azul, que é a ideal para o uso. Na mistura gás-ar, pode-se distinguir dois 
cones de cores distintas: um mais interno de cor azul e outro mais externo de cor laranja. A 
chama laranja é oxidante, a amarela é redutora e a azul é neutra, sendo o ponto mais quente 
o ápice do cone azul. 
 
Figura 2.1. Representação do bico de Bunsen. 
 
Balança e pesagem 
No laboratório, a massa de substâncias químicas é determinada com o uso de 
balanças. Na maioria das análises, uma balança analítica precisa ser utilizada para se obter 
massas altamente exatas. As balanças de laboratório menos exatas também são 
empregadas para as medidas de massa quando a demanda por confiabilidade não for 
crítica. 
A precisão a ser utilizada depende do trabalho a ser desenvolvido. É importante 
salientar que não se deve realizar pesagens de produtos químicos diretamente sobre o prato 
da balança. Costuma-se usar um vidro de relógio ou outra vidraria. A Figura 2.2 ilustra 
uma balança analitica com uma vidraria adequada para realização de pesagens. 
 
Figura 2.2. Balança analitica com uma vidraria adequada para realização de pesagens. 
19 
 
Tipos de Balanças Analíticas 
Por definição, uma balança analítica é um instrumento usado na determinação de 
massas com uma capacidade máxima que varia de 1 g até alguns quilogramas, com uma 
precisão de pelo menos 1 parte em 105 em sua capacidade máxima. A precisão e a exatidão 
de muitas balanças analíticas modernas excedem a 1 parte em 106 em sua capacidade total. 
As balanças analíticas mais comumente encontradas (macrobalanças) têm uma 
capacidade máxima que varia entre 160 e 200 g. Com essas balanças, as medidas podem 
ser feitas com um desvio-padrão de ±0,1 mg. As balanças semi-microanalíticas têm uma 
carga máxima de 10 a 30 g com uma precisão de ±0,01 mg. Uma balança microanalítica 
típica tem capacidade de 1 a 3 g e uma precisão de ±0,001 mg. 
A primeira balança analítica de prato único surgiu no mercado em 1946. A 
velocidade e conveniência de pesar com essa balança eram amplamente superiores ao que 
se podia realizar com a balança de dois pratos tradicional. Conseqüentemente, essa balança 
substituiu rapidamente a anterior na maioria dos laboratórios. A balança de prato único está 
sendo substituída atualmente pela balança analítica eletrônica, que não tem braço nem 
cutelo. A conveniência, a exatidão e a capacidade de controle e manipulação de dados por 
computador das balanças analíticas asseguram que as balanças mecânicas de prato único 
vão eventualmente desaparecerem de cena. 
 
Precauções no uso de uma Balança Analítica 
A balança analítica é um instrumento delicado que você precisa manusear com 
cuidado. Consulte seu professor para obter as instruções detalhadas com relação ao 
processo de pesagem em seu modelo específico de balança. Observe as seguintes regras 
gerais no trabalho com uma balança analítica, não obstante a marca ou modelo. 
1. Centralize tanto quanto possível a carga no prato da balança. 
2. Proteja a balança contra a corrosão. Os objetos a serem colocados sobre o prato 
devem ser limitados a metais inertes, plásticos inertes e materiais vítreos. 
3. Observe as precauções especiais para a pesagem de líquidos. 
4. Consulte o professor se julgar que a balança precisa de ajustes. 
5. Mantenha a balança e seu gabinete meticulosamente limpos. Um pincel feito de pêlos 
de camelo é útil na remoção de material derramado ou poeira. 
6. Sempre deixe que um objeto que tenha sido aquecido retome à temperatura ambiente 
antes de pesá-lo. 
20 
 
7. Utilize uma pinça para prevenir a absorção da umidade de seus dedos por objetos 
secos. 
 
Utilização de uma Balança Analítica 
Existem duas técnicas para pesagens dependendo do tipo de balança. Uma delas é 
pesar previamente a vidraria e em seguida o reagente químico, determinando a massa deste 
por diferença. A outra consiste em zerar a balança com a vidraria a ser utilizada na 
pesagem sobre o prato, obtendo-se diretamente a massa do reagente. 
Para se fazer as pesagens adotam-se os seguintes procedimentos: 
a) Observa-se se a balança está no nível; caso não esteja, regule-a girando os “pés”. 
b) Fecham-se as portas de vidro. 
c) Zera-se a balança pressionando o botão “tara”. 
d) Abre-se a porta, coloca-se o que se deseja pesar e fecha-se a porta. 
e) Espera-se até que o mostrador digital não flutue mais e anota-se a massa. Preste 
atenção a unidade de medida (mg, g, ...). 
f) Aúltima casa decimal é a incerteza. 
 
Medidas de volume 
Os aparelhos para medir volume de líquidos em laboratório, os quais aparecem 
descritos na Figura 2.3, podem ser classificados em dois grupos: 
a) Aparelhos volumétricos, os quais medem um único volume de líquido. 
Ex.: Balão volumétrico e pipeta volumétrica. 
b) Aparelhos graduados, a qual permite a medida de diversos volumes de um líquido. 
Ex.: Pipeta graduada, proveta e bureta. 
 
A Figura 2.3 ilustra exemplos de aparelhos volumétricos. 
 
Figura 2.3. Exemplos de aparelhos volumétricos. 
21 
 
A superfície de um líquido raramente é plana. Dependendo da natureza das forças 
intermoleculares existentes no líquido, a sua superfície geralmente apresenta-se curva, 
podendo ser côncava ou convexa. Para efetuar a leitura, deve-se comparar o menisco 
(ponto de máximo ou de mínimo da curvatura da superfície do líquido) com as linhas no 
aparelho, conforme Figura 2.4. 
 
Figura 2.4. Tipos de meniscos. Um menisco é a superfície curva de um liquido na sua 
interface com a atmosfera. 
 
Qualquer medida de volume feita com qualquer aparelho está sujeita a erros devido 
a: 
a) Dilatação e contração do material de vidro provocado pela variação de temperatura; 
b) Ação da tensão superficial sobre a superfície líquida; 
c) Imperfeita calibração dos aparelhos volumétricos; 
d) Erro de paralaxe, o qual se origina no momento da leitura. Para evitar este erro, 
deve-se sempre posicionar o aparelho de forma que o nível do líquido esteja na altura dos 
olhos. 
Na leitura de volumes, o olho precisa estar no nível da superfície do líquido, para se 
evitar o erro devido à paralaxe, uma condição que faz que o volume pareça menor que seu 
valor verdadeiro, se o menisco for visto de cima, e maior, se o menisco for visto de baixo. 
A paralaxe é o deslocamento aparente do nível de um líquido ou de um ponteiro, à 
medida que o observador muda de posição e ela ocorre quando um objeto pode ser visto a 
partir uma posição que não seja a do ângulo correto para a sua observação. 
 
 
 
22 
 
Sistema Internacional de medidas 
 
Em 1971, a 14ª Conferência Geral de Pesos e Medidas escolheu sete grandezas 
como fundamentais, formando assim a base do Sistema Internacional de Unidades, 
abreviado como SI e popularmente conhecido como sistema métrico. As unidades foram 
escolhidas de modo que os valores dessas grandezas numa “escala humana” não fossem 
excessivamente grandes ou excessivamente pequenos. 
Muitas unidades secundárias (ou derivadas) são definidas em termos das unidades 
das grandezas fundamentais. Assim, por exemplo, a unidade de potências no SI, que 
recebeu o nome watt (abreviação W), é definida em termos das unidades de massa, 
comprimento e tempo. 
1 watt = 1 W = 1 Kg . m2 / s3 
A Tabela 2.1 mostra as principais grandezas, com símbolo, do sistema internacional 
de unidades, SI. 
 
Tabela 2.1. Unidades Fundamentais do SI. 
Grandeza 
Nome da unidade Símbolo 
Comprimento Metro m 
Tempo Segundo s 
Massa Quilograma kg 
Corrente Elétrica Ampère A 
Temperatura 
Termodinâmica 
Kelvin K 
Intensidade Luminosa Candeia cd 
Quantidade de Matéria Mol mol 
 
 
 
 
23 
 
Matemática básica 
 
Em um laboratório de química é fundamental o conhecimento de algumas 
propriedades básicas da matemática. Dentre tantas, segue-se uma pequena revisão das 
principais. 
 
Logaritmo 
Definição de logaritmo: Chama-se logaritmo de x na base a um número b tal que se 
elevarmos a ao expoente b obtemos x; isto é, 
Condição de existência de um logaritmo: 
 
Para logab existir, deve-se ter: 
Logaritmo positivo: b > 0 
Base positiva e diferente de 1: a > 0 e ≠ 1 
 
Consequência da definição: 
loga1 = 0, pois a
0 =1 
logaa =1, pois a
1 = a 
logaa
m = m, pois logaa
m=p↔ap=am . Portanto, p=m e, então, logaa
m=m 
alogab = b, pois ax=b ↔x = logab, substituindo x por logab em ax = b, resulta 
alogab=b 
 
Propriedades do logaritmo: 
loga(M.N) = logaM + logaN 
loga(M/N) = logaM – logaN 
loga M
N = N . logaM 
 
Cologaritmo: 
loga(1/b) = - logab = cologab, com b >0 e 1 ≠ a > 0 
 
Os logaritmos que tem por base o número e (base de Neeper) chama-se logaritmo 
neperiano ou logaritmo normal e escreve-se muitas vezes da seguinte forma: Logex= ln 
 
 
24 
 
Cálculo de erros 
Ao trabalhar com dados experimentais em laboratório, é nescessário que se realize 
várias vezes um mesmo experimento, pelo fato de que em cada procedimento que acontece 
estar incluído alguns erros. Que podem ser: 
Grosseiro: Pode ser provocado por falhas ocasionais e/ou anormais dos 
instrumentos, do observador ou de outros parâmetros intervenientes. 
Sistemático: Normalmente decorrente da má condução da experiência, má 
calibração dos instrumentos e dos descuidos de planejamento. 
Aleatório: Naturalmente decorrente da própria experiência, uma vez que o rigor 
absoluto ou reprodução exata dos valores em sucessivas medições não são os esperados. 
Numericamente o erro pode ser calculado: 
Erro% = |Valor teórico – Valor experimental|*100 
Valor teórico 
Média e desvio padrão 
A média é o valor para onde mais se concentra os dados. Esse valor pode ser 
calculado a partir do postulado de Gauss: "O valor mais provável que uma série de 
medidas de igual confiança nos permite atribuir a uma grandeza é a média aritmética dos 
valores individuais da série". 
= (∑Xi) /N 
Onde N é o número de vezes que se repete o experimento. 
À medida que seus valores são mais próximos dessa média, estes também serão 
mais consistentes e próximos do verdadeiro. Dessa forma, quanto mais afastados dessa 
média, menos consistentes serão os valores. É a partir desse raciocínio que se conclui a 
variação dos resultados em torno do ponto, denominando-se desvio padrão, que se pode 
calcular referente à média da seguinte forma: 
σ = ∑(│Xi ─ │) / N 
Sua representação será: X= ± σ 
 
Exemplo: 
 
Com auxilio de uma régua milimetrada, mede-se certo comprimento 5 vezes. Qual 
deve ser a valor médio o desvio padrão. 
25 
 
 
N SN (cm) (S) (cm) 
1 5,82 0,01 
2 5,83 0,00 
3 5,85 0,02 
4 5,81 0,02 
5 5,86 0,03 
N=5 SN = 29,17 N= 0,08 
 
Valor médio de S = (5,82 + 5,83 + 5,85 + 5,81 + 5,86) / 5 = 5,83 cm. 
1 = | 5,83 - 5,82 | = 0,01 
2 = | 5,83 - 5,83 | = 0,00 
3 = | 5,83 - 5,85 | = 0,02 
4 = | 5,83 - 5,81 | = 0,02 
5 = | 5,83 - 5,86 | = 0,03 
médioS = (0,01 + 0,00 + 0,02 + 0,02 + 0,03) / 5 = 0,02 
O valor medido de S mais provável, portanto, será dado como: 
S = 5,83 ± 0,02 
 
Linearização e extrapolação de dados 
Outra ferramenta que facilitará a análise em diversas situações em laboratório será a 
linearização de dados, podendo fazer um gráfico do primeiro grau e prever vários 
resultados. Ao se obterem os resultados experimentais, devem-se usar as seguintes 
fórmulas para encontrar o coeficiente angular (b) e linear (a) da reta que mais se aproxima 
do resultado desejado: 
 
Ŷ a bX  
 
y b x
a Y bX
n

  
 
 
26 
 
A partir do resultado obtido, pode-se calcular o coeficiente de correlação(r) que 
varia de -1 a 1 e em suma informa a confiabilidade desta reta. Portanto, quanto mais 
próximo de zero, menos indicada ela se torna. 
 
 
Ao desenhar a reta estamos interpolando os dados. Interpolação é o preenchimento 
dos espaços em branco entre os dados experimentais através de uma curva contínua que 
supostamente mostra o comportamento dos próprios pontos. 
Outra relação importante é a extrapolação, que consiste em prolongar a curva fora 
dos limites dos valores medidos, sob o pressuposto que o comportamento da curva 
permanece sendo o mesmo fora do intervalo do experimento. 
 
Algarismo Significativo 
Em cálculo trabalha-se com valores extremamente grandes como também muito 
pequenos. Por isso, se faz necessário saber como se deve representar o valor experimental. 
Por exemplo, se ao medir certo comprimento com um paquímetro, e caso a incerteza desse 
equipamento forde ±0,1 mm, a leitura deve ser registrada até o décimo do milímetro. 
O Algarismo significativo de um número está em referência aos dígitos de certo 
resultado. E a melhor forma de representá-lo é quando o último digito apresenta-se com 
um algarismo duvidoso. Assim, vamos observar o exemplo: 514,0mm 
O algarismo mais a esquerda não-nulo é o algarismo mais significativo. 
Exemplo: 0,051 40m; 
O algarismo mais a direita é o menos significativo, mesmo sendo zero. 
Exemplo: 51,40mm; 
Todos os algarismos entre o mais e os menos significativos são contados como 
significativos. 
Exemplo: 0, 051 40m = 5, 140 cm = 51,40mm = 5, 140 × 104 μm 
*Todos com 4 algarismos significativos e expressando a mesma medida de um 
comprimento. 
OBS: Os zeros à esquerda não são considerados algarismos significativos como no 
exemplo: 0, 000123, que contém apenas três algarismos significativos. 
27 
 
Arredondamento 
Na regra de arredondamento existem três casos: 
Quando o algarismo incerto for maior que 5, arredonda-se o penúltimo número para 
uma unidade a mais: Exemplo: 5,4987 = 5,499 
Quando o algarismo incerto for menor que 5, o penúltimo número permanece o 
mesmo: Exemplo: 2,1921 = 2,192 
Quando o algarismo incerto for 5 observa-se o penúltimo número, se for par, 
mantém-se igual. Se for ímpar, aumenta uma unidade na mesma. Exemplo: Par: 3, 2845 = 
3, 284 / Ímpar: 9, 135 = 9,14 
 
Referências 
 
HARRIS, Daniel C. Análise química quantitativa. 6. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2008. 862 
p. 
MANDIN, Daniel. Estatística descomplicada. 1ª edição, Vestcon. 
SILVA, W. P.; Silva, C. M. D. P. S. Tratamento e dados Experimentais. 2ª Ed., Editora 
Universitária/UFPB, João Pessoa, 1998. 
 
 
Pós-Laboratório 
 
1) Represente esquematicamente as principais zonas da chama de um bico de Bunsen, 
indicando o ponto mais quente. 
2) Descreva como você procederia para realizar uma pesagem, por diferença, de 
5,6643g de NaCl, sendo a massa do recipiente (vidro de relógio) igual a 10,2590g. 
3) O que significa erro de paralaxe e como podemos evitá-lo? 
4) Para a preparação de uma solução a partir de um reagente líquido, qual o material 
utilizado, o procedimento a ser adotado e os cuidados necessários? 
 
 
28 
 
5) Faça o arredondamento dos números abaixo, para três casas decimais após a 
vírgula. 
a) 120, 4784 = __________ b) 83, 1236 = __________ 
c) 71, 2315 = __________ d) 457,1025 = __________ 
 
29 
 
CAPÍTULO III - Densidade de sólidos e líquidos 
 
Objetivos 
 
Medir a densidade de líquidos e de sólidos utilizando a técnica de picnometria e o 
princípio de Arquimedes. 
 
Introdução 
 
A densidade absoluta de uma substância é definida como sendo a relação entre a 
massa e o volume dessa substância. A densidade é função da temperatura. As unidades de 
densidade absoluta podem ser descritas como: g/cm3, Kg/m3, lb/ft3 etc. 
A densidade relativa de uma substância é a razão entre a densidade absoluta dessa 
substância e a densidade absoluta de uma substância padrão, tomada como referência, 
como a água, obviamente nas mesmas e na mesma temperatura de operação. 
A picnometria é uma técnica laboratorial utilizada para fazer a determinação da 
densidade de líquidos. Pode também determinar-se a densidade de sólidos, devendo antes 
ser dissolvido. 
 
 
O picnômetro é um recipiente de vidro com tampa esmerilhada, 
vazada por tubo capilar, que permite seu completo enchimento 
com líquidos. A capacidade volumétrica do instrumento é 
facilmente determinável pela pesagem de um líquido tomado como 
padrão de densidade, na temperatura de operação. O picnômetro é 
uma vidraria especial que possui baixo coeficiente de dilatação. 
Arquimedes foi um dos mais importantes cientistas da antiguidade, que dentre 
outras invenções notáveis estão a alavanca e a hidrostática. 
Descobriu a relação existe entre a massa de um corpo e seu volume, e fundamentou 
a teoria do empuxo. "Todo corpo imerso, total ou parcialmente, num fluido em equilíbrio, 
dentro de um campo gravitacional, fica sob a ação de uma força vertical, com sentido 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Laborat%C3%B3rio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Densidade
http://pt.wikipedia.org/wiki/L%C3%ADquidos
http://pt.wikipedia.org/wiki/Dissolu%C3%A7%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/Vidraria
http://pt.wikipedia.org/wiki/Coeficiente_de_dilata%C3%A7%C3%A3o
30 
 
ascendente, aplicada pelo fluido; esta força é denominada empuxo, cuja intensidade é igual 
à do peso do fluido deslocado pelo corpo." 
O empuxo é a força que provoca a flutuação dos corpos nos líquidos, sendo 
proporcional a densidade, ao volume do corpo e a aceleração da gravidade. 
 
 
Um instrumento que rege esse princípio é o densímetro. Esse instrumento 
mede a densidade dos líquidos. Trata-se de um tubo de vidro com certa 
quantidade de chumbo na base. Na parte de cima do tubo há uma escala 
desenhada. Ao mergulhar o densímetro no líquido, ele afunda até deslocar 
um volume de fluido cujo peso se iguale ao dele. A superfície do líquido 
indica determinado ponto na escala, isto é, sua densidade. Esses instrumentos 
são muito usados em postos de gasolina para verificar por meio da densidade 
o grau de pureza do álcool usado como combustível. 
 
Metodologia 
Materiais e reagentes 
 Picnômetro 
 Funil simples pequeno 
 Pisseta 
 Provetas de tamanhos variados 
 Hidróxido de sódio 0,5 mol/L 
 Amostras de materiais sólidos 
 
O aço é uma liga metálica formada essencialmente por ferro e carbono, com 
percentagens deste último variando entre 0,008 e 2,11%. Distingue-se do ferro fundido, 
que também é uma liga de ferro e carbono, mas com teor de carbono entre 2,11% e 6,67%. 
A diferença fundamental entre ambos é que o aço, pela sua ductibilidade, é facilmente 
deformável por forja, laminação e extrusão, enquanto que uma peça em ferro fundido é 
http://pt.wikipedia.org/wiki/For%C3%A7a
http://pt.wikipedia.org/wiki/Gravidade
http://pt.wikipedia.org/wiki/Liga_met%C3%A1lica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ferro
http://pt.wikipedia.org/wiki/Carbono
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ferro_fundido
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ductibilidade
http://pt.wikipedia.org/wiki/Forja
http://pt.wikipedia.org/wiki/Lamina%C3%A7%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/Extrus%C3%A3o
31 
 
fabricada pelo processo de fundição ou usinagem. No entanto, o valor teórico da densidade 
do aço, exibido posteriormente, Tabela 3.1, é um valor médio. 
Vale salientar que, a partir dos valores de densiade é possível, dentre outras coisas, 
caracterizar um determinado material, observando inclusive o grau de pureza. 
A Tabela 3.1 mostra os valores teóricos das densidades das amostras de materiais 
sólidos, a 20°C, utilizadas no experimento. 
Tabela 3.1. Valores teóricos das densidades das amostras de materiais sólidos, aço, 
alumínio e cobre, a 20°C. 
Amostra de material Valor teórico da densidade a 20°C 
d (kg/m³) d (g/cm³) 
Aço 7860 7,860 
Alumínio 2697 2,697 
Cobre 8920 8,920 
 
Procedimento experimental 
Picnometria 
a) Pese o picnômetro (com a tampa) vazio e seco; 
b) Coloque água destilada no picnômetro até que o volume do líquido fique acima do 
colo; 
c) Coloque a tampa capilar, verifique se ficou cheio e enxugue cuidadosamente o 
excesso de líquido; 
d) Pese o picnômetro com água destilada; 
e) Esvazie o picnômetro; 
f) Lave inteiramente o picnômetro com a solução a ser analisada (NaOH 0,5 mol/L); 
g) Coloque a solução no picnômetro até que o nível do líquido fique acima do colo; 
h) Coloque a tampa capilar e enxugue cuidadosamente o excesso de líquido; 
i) Pese o picnômetro com a solução. 
 
Método de Arquimedes 
a) Em uma balança, pese os materiais sólidos e anote as massas; 
b) Coloque um determinado volume de água, suficiente para submergir a amostra de 
material sólido; faça isso para os três materiais; 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Fundi%C3%A7%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/Usinagem
32 
 
c) Coloque a amostrado material sólido na proveta; 
d) Anote o valor do volume de água deslocado; 
e) Calcule as densidades dos materiais. 
 
Resultados 
Tabela 3.2. Dados experimentais. 
Objeto massa (g) Vi (mL) Vf (mL) Vobjeto (mL) 
Vobjeto (cm3) 
1mL = 1cm3 
Aço 
Alumínio 
Cobre 
 
Referências 
 
ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. 1a. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2001. 
BROWN, T. L.; LEMAY, E.; BURSTEN, B. E. Química – A Ciência Central. 9ª ed.; 
Pearson; São Paulo; 2006. 
RUSSELL, John B., Química geral, 2ª. Ed, vol 1,São Paulo, Ed Pearson Makron 
Books,1994. 
 
Pré-Laboratório 
1. Explique a diferença entre densidade absoluta e densidade relativa. 
2. O que é picnometria? 
3. Descreva o princípio de Arquimedes. 
Pós-Laboratório 
1. A partir dos dados obtidos na prática calcule o volume do picnômetro e a densidade 
da solução analisada. 
2. Efetue os cálculos das densidades das amostras sólidas. 
3. Efetue os cálculos dos erros percentuais das densidades. 
4. Comente os possíveis erros. 
33 
 
CAPÍTULO IV – Teste de Chamas 
 
Objetivos 
Identificar metais presentes em amostra de sais através da coloração da chama 
decorrente da queima de cristais do sal. 
 
Introdução 
O teste de chama é um procedimento usado para testar qualitativamente a presença 
de certos metais em compostos químicos. Quando o composto a ser estudado é submetido 
ao aquecimento em uma chama, ele é decomposto e atomizado, e os átomos e íons 
formados sofrem excitação e posterior emissão de luz. Baseado no espectro de emissão do 
elemento, o composto vai modificar a cor da chama para uma cor característica do 
elemento. 
 Todas as substancias são formadas de pequenas partículas chamadas átomos. Os 
gregos antigos foram os primeiros a saber que a matéria é formada por tais partículas, as 
quais chamaram átomos, que significa indivisível. Os átomos porem são compostos de 
partículas menores: os prótons, os nêutrons e os elétrons. 
 Modelo de Dalton (bola de bilhar): 
O átomo de John Dalton era uma bolinha maciça e indivisível. 
Para ele, a matéria era formada por partículas que não podiam ser divididas chamadas de 
átomos. 
 Modelo atômico de Thomson: 
 O modelo atômico de Thomson é conhecido como pudim de passas e enuncia que 
o átomo é uma esfera de carga elétrica positiva, não maciça e que nela se encontram cargas 
negativas estáticas distribuídas uniformemente, de modo que sua carga elétrica total seja 
nula. 
 
 
34 
 
 Modelo atômico de Rutherford: 
 Rutherford, com a intenção de aprofundar seus estudos, foi para a Inglaterra 
submeter-se à orientação de Thomson nas investigações sobre as propriedades dos raios X 
e das emissões radioativas. Em seus estudos, ele conseguiu, através de experimentos, 
bombardear uma fina lâmina de ouro com partículas alfa (núcleo do átomo de hélio). Ele 
percebeu que a maioria das partículas alfa emitidas atravessava a lâmina sem sofrer 
qualquer desvio. Porém uma pequena parte das partículas sofria um desvio. Com isso, ele 
pôde concluir que o átomo possuía um pequeno núcleo e uma grande região vazia. 
 Em seu experimento ele enunciou que os elétrons eram dotados de cargas 
negativas enquanto que no núcleo se encontravam as cargas positivas. Dessa forma, 
baseando-se no sistema planetário, Rutherford propôs para o átomo de hidrogênio um 
modelo semelhante. 
 Modelo atômico de Bohr: 
 O modelo de Rutherford tinha alguns problemas sérios: um átomo contendo um 
núcleo pequeno positivamente carregado deveria ser instável, se os elétrons estivessem 
parados, nada os impediria de serem atraídos para o núcleo. 
 A teoria de Bohr trouxe uma contribuição importante para compreensão da 
estrutura atômico. Seu primeiro sucesso foi à explicação dos espectros de emissão dos 
átomos. A emissão da luz era provocada por uma descarga elétrica através do hidrogênio. 
Alguns destes átomos podem adquirir um excesso de energia interna e emitir luz na região 
do visível, ultravioleta ou infravermelho. Seu pensamento estava baseado em alguns 
postulados: 
 No átomo, só é permitido ao elétron estar em certos estados estacionários, sendo 
que cada um deles possui uma energia fixa e definida. Quando um átomo estiver em um 
destes estados, ele não pode emitir luz. No entanto, quando um estado de alta energia passa 
para um de menor há emissão de um quantum de radiação. 
 Os elétrons possuem energia quantizada enquanto presentes em torno do núcleo, 
um elétron sempre ocupa um nível energético bem definido e não qualquer valor de 
energia. Se um elétron receber energia adequada (calor, luz, etc.), ele pode sofrer uma 
mudança de nível energético mais baixo para outro de energia mais alta, ocorrendo assim a 
35 
 
excitação. O estado excitado é um estado metaestável de curta duração (10-8 s) e o elétron 
retorna imediatamente ao seu estado fundamental ou estados energéticos intermediários. 
A energia absorvida durante a excitação é emitida na forma de radiação 
eletromagnética em diversos comprimentos de onda λ ou frequências f (velocidade da luz c 
= f.λ), sendo que algumas dessas emissões ocorrem em frequências que o olho humano é 
capaz de detectar (espectro visível). Como o elemento emite uma radiação característica 
(com diversas linhas espectrais definidas) ela pode ser usada como método analítico. 
 Em geral, os metais alcalinos e alcalinos terrosos são os elementos cujos elétrons 
exigem menor energia para serem excitados e, por isso, são utilizados experimentalmente 
em testes de chama ou percepção visual para identificação do elemento. Por exemplo, no 
átomo de potássio, cuja configuração eletrônica é 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1, o elétron 4s1 mais 
externo pode ser facilmente levado para o nível 4p, ocorrendo a excitação eletrônica. 
O elétron excitado apresenta tendência a voltar a seu estado normal, 4s1, emitindo 
uma quantidade de energia, na forma de fóton, bem definido (766,5 nm). Além dessa 
transição eletrônica, outra podem ocorrer, contudo esta é a mais provável acarretando 
numa coloração violeta da chama. Uma das utilidades para a qual o teste de chama 
contribuiu ao longo desses séculos foi o desenvolvimento de fogos de artifício, com uma 
grande gama de cores devido à utilização de diversas combinações de sais, compostos 
orgânicos e metais em pó. 
 
Referências 
BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R., Química – A 
Ciência Central. 13ª ed.; Pearson Education do Brasil; São Paulo; 2016. 
JESUS, H. C. de, Show de química: aprendendo química de forma lúdica e 
experimental; 2ª edição; Vitória – ES; Gráfica e Editora GSA; 2013. 
 
 
Procedimento Experimental 
 
Materiais 
- Placa de Petri; 
36 
 
- Palitos de fósforo; 
- Iodeto de potássio (KI); 
- Cloreto de sódio (NaCl); 
- Carbonato de cálcio (CaCO3); 
- Cloreto de bário (BaCl2); 
- Sulfato de cobre (CuSO4). 
 
Métodos 
Uma maneira de executar o teste de chama é utilizando álcool. O procedimento 
consiste em espalhar uma pequena quantidade de álcool sobre uma placa de Petri e, em 
seguida, misturar cristais do sal com o álcool. Depois, coloca-se fogo no álcool para 
promover a formação da chama, que dependendo do cristal analisado, assumirá cor 
característica. 
 
Resultados 
 
Substância Cor emitida 
 
 
 
 
 
 
 
Pré-Laboratório 
1) Faça um esquema que represente o espectro de cores emitido pelos elementos em 
função do comprimento de ondas pertencente a cada faixa. 
 
Pós-laboratório 
1) Como você explica a emissão de luz de cores diferentes por cada material que foi 
aquecido na chama? 
 
37 
 
CAPÍTULO V - Extração líquido-líquido 
 
 Objetivo 
 
Determinar o teor de álcool em uma amostra de gasolina. 
 
Introdução 
Petróleo 
O petróleo é uma mistura de hidrocarbonetos, com cadeias carbônicas que podem 
variar de 1 (um) a mais de 60 (sessenta) átomos de carbono; apresentandocompostos de 
cadeias normal, ramificada, saturada, insaturada, homocíclica, heterocíclica, etc. Além de 
hidrocarbonetos, pode conter também, em menores quantidades, compostos de enxofre, 
nitrogênio, oxigênio e metais. 
A origem da palavra petróleo vem do latim, que significa óleo na pedra, ou pedra 
que contem óleo. Ele é originado da decomposição da matéria orgânica contida em restos 
de animais e plantas que, ao longo de milhares de anos, foram depositados, ficando em 
condições de temperaturas e pressões elevadas, além de pouca oxigenação, levando a 
formação do petróleo. O petróleo pode-se deslocar para outras regiões, até encontrar uma 
armadilha, a rocha selante, formando assim um reservatório. 
Desde a antiguidade utiliza-se petróleo, porém de forma aleatória, como na 
impermeabilização de vasos cerâmicos das civilizações pré-colombianas e nos processos 
de mumificação dos antigos egípcios. 
Os primeiros relatos de exploração do petróleo retratam de 1859, quando o Coronel 
Drake, deparou-se com uma exsudação natural de petróleo em sua propriedade no estado 
da Pensilvânia, EUA. A partir daí o petróleo começou a ser utilizado para iluminação, pois 
antigamente utilizava-se óleo de baleia na iluminação, pois ainda não havia energia 
elétrica. 
Gasolina 
A gasolina é uma das frações do petróleo. Trata-se de uma mistura de 
hidrocarbonetos de cadeias que podem variar de 5 (cinco) a 10 (dez) átomos de carbono. 
Seu principal constituinte é o iso-octano. Ela pode ser obtida por vários métodos, como 
destilação fracionada, isomerização, alquilação e craqueamento catalítico. 
38 
 
O teor de álcool etílico anidro na gasolina é fixado por Portaria do Ministério da 
Agricultura, conforme Decreto Nº 3.966/2001. O percentual máximo de álcool etílico 
anidro adicionado à gasolina é de 25% desde 07/2007. 
 Álcool combustível 
O álcool utilizado como combustíveis nos postos de gasolina é o etanol hidratado. 
Na gasolina, o álcool é adicionado é o etílico anidro, como mencionado anteriormente. O 
etanol pode ser obtido desde uma reação como o próprio petróleo, pela fermentação da 
beterraba, como é feito na Europa, ou do milho, nos Estados Unidos. No Brasil, o etanol é 
produzido a partir da cana-de-açúcar. A cana é processada em usinas, passando por 
diversas operações como moagem, fermentação e destilação. 
Forças intermoleculares 
As forças intermoleculares são forças existentes entre as moléculas de compostos 
que formam ligações covalentes. Essas forças são bem mais fracas do que as ligações 
químicas. 
A Figura 5.1 ilustra a diferença entre uma ligação química e atração intermolecular. 
 
Figura 5.1. Ilustração da diferença entre ligação química e atração intermolecular. 
(Brown et al, 2005). 
 
As forças intermoleculares podem ser do tipo: dipolo-dipolo, íon-dipolo, força de 
dispersão de London e pontes/ligações de hidrogênio. As forças dipolo-dipolo ocorrem em 
compostos polares, ou seja, compostos onde existe uma diferença de eletronegatividade 
entre os elementos ligantes. As moléculas se atraem quando o lado positivo de uma está 
próximo do lado negativo de outra. Ex: H-Cl 
As forças do tipo íon-dipolo ocorrem entre compostos polares e na presença de íons 
em suspensão. Esse tipo de força intermolecular é mais forte do que a dipolo-dipolo. Ex: 
39 
 
H-Cl em solução salina de Na+Cl-. As forças de dispersão de London ocorrem entre 
moléculas apolares. Um momento de dipolo instantâneo, bastante pequeno, pode ser criado 
devido o movimento de eletros em um átomo ou molécula. Ex: N2, O2, CH4 
As pontes ou ligações de hidrogênio são forças intermoleculares mais fortes. Elas 
ocorrem em compostos polares onde a diferença de eletronegatividade é mais pronunciada. 
É formada entre o hidrogênio (H) e outro elemento demasiadamente eletronegativo como o 
Flúor, Oxigênio, Nitrogênio (F, O, N). Ex: H2O, HF O Fluxograma (Brown et al, 2005) a 
seguir, Figura 5.2, resume os tipos de forças intermoleculares. 
 
Figura 5.2. Fluxograma com os tipos de forças intermoleculares (Brown et al, 2005). 
 
Metodologia 
Materiais e reagentes 
 Becker de 100 mL 
 Proveta de 100 mL, com tampa 
 Luvas 
 Óculos de segurança 
 Gasolina comum 
 Solução de cloreto de sódio 10%w 
 
40 
 
Procedimento experimental 
a) Colocar 50 mL da amostra de gasolina na proveta de 100 mL, previamente limpa, 
desengordurada e seca, observando a parte inferior do menisco; 
b) Em outra proveta de 100 mL, medir 50 mL de solução de cloreto de sódio 10%w, 
tomando os mesmos cuidados do passo anterior; 
c) Colocar os 50 mL de solução de cloreto de sódio 10%w na proveta com a gasolina; 
d) Tampar de forma adequada a proveta; 
e) Misturar as camadas de água e gasolina através de três inversões sucessivas da 
proveta, evitando agitação enérgica; 
f) Deixar a proveta em repouso por 5 minutos de modo a permitir a separação 
completa das duas camadas; 
g) Anotar o aumento da camada aquosa em mililitros. 
 
Para calcular o teor de álcool, faça a seguinte regra de três: 
100*%
_ gasolinainicial
álcool
V
V

 
Para se determinar quantos mililitros de álcool estão presentes em um litro da 
amostra de gasolina, efetua-se a seguinte operação: 
05,0
álcoolV
L
mL
 
A Figura 5.3 exibe o esquema do experimento, mostrando cada etapa. 
 
 
Figura 5.3. Esquema do experimento. (a) Proveta preenchida com 50 mL de gasolina; (b) 
Adição de 50 mL de solução de cloreto de sódio 10%w; (c) Captura do álcool presente na 
gasolina. 
 
(a) (b) (c) 
41 
 
Referências 
 
BROWN, T. L.; LEMAY, E.; BURSTEN, B. E. Química – A Ciência Central. 9ª ed.; 
Pearson; São Paulo; 2006. 
THOMAS, J. E. Fundamentos de Engenharia de Petróleo. Interciência: Petrobras, Rio 
de Janeiro - RJ, 2001. 
 
Pré-laboratório 
1. O que são forças intermoleculares? 
2. Quais os tipos de forças intermoleculares? 
3. Dê a definição de cada força intermolecular, citando um exemplo de cada. 
4. Por que no Brasil se adiciona álcool à gasolina? 
5. Faça uma pesquisa sobre as principais frações do petróleo, com definição, 
principais usos, características físicas etc. 
6. Faça uma pesquisa, mostrando em poucas linhas, como é produzido o álcool no 
Brasil. 
Pós-laboratório 
1. Qual dos líquidos tem maior densidade? Como você deduziu sua resposta? 
2. Por que a água extrai o álcool da gasolina? 
3. Qual o teor de álcool na gasolina em % e em mL/L? 
4. Calcule o erro experimental baseado na percentagem de álcool permitida na 
gasolina. Comente os possíveis erros. 
 
 
 
 
 
 
 
 
42 
 
CAPÍTULO VI – Indicadores Ácidos-Bases 
 
Objetivos 
 
Esta aula prática tem por objetivo geral desenvolver o conceito de equilíbrio ácido-
base, explicitando suas aplicações na Química e no cotidiano do aluno, utilizando os pigmentos 
naturais e suas propriedades como exemplo. Como objetivos específicos dessa aula prática, 
destacamos os seguintes pontos: 
- Reconhecer um equilíbrio ácido-base; 
- Aplicar o conceito de equilíbrio ácido-base na compreensão e resolução de problemas; 
- Entender e utilizar o conceito de pH; 
- Compreender o funcionamento de um indicador ácido-base; 
 
Introdução 
Equilíbrio ácido-base 
 
Segundo o conceito de Brönsted-Lowry, um ácido é uma espécie química que doa 
prótons (íons H+) durante uma reação química, enquanto que uma base é uma espécie 
química que recebe prótons durante uma reação química. 
Exemplo: reação ácido-base genérica: 
 
43 
 
Ácidos e bases são extremamente importantes em química, pois muitas reações 
químicas de interesse envolvem essas substâncias. Quando um ácido doa um próton a uma 
base forma-se um novo ácido e uma nova base que podem também reagir entre si, o 
resultado é uma reação reversível que tenderá a um estado de equilíbrio. 
Quando um ácido perde um próton dá origem a uma base conjugada e quando uma 
base recebe um próton produz um ácido conjugado. Desse modo, em uma reaçãoácido-
base podemos estabelecer pares conjugados ácido-base. 
 
Auto-ionização da água 
Um dos equilíbrios ácido-base mais importantes é a reação de auto-ionização da 
água: 
 
 
Na reação de auto-ionização da água, uma molécula de água doa um próton para 
uma outra molécula de água formando íons hidroxônio (H3O+) e íons hidroxila (OH-). A 
água doa prótons e recebe prótons nessa reação, agindo como ácido e como base 
simultaneamente, diz-se então que ela é uma espécie anfótera. A constante de equilíbrio 
para a reação de auto-ionização da água é chamada de produto iônico da água e designada 
por Kw, sendo que: 
 
44 
 
Determinou-se, experimentalmente, que as concentrações de íons H3O
+ e OH-, em 
água pura a 25 °C são ambas iguais a 10-7 mol.L-1. Dessa forma o valor de Kw a uma 
temperatura de 25 °C é igual a 10-14. 
 
A escala de pH 
 
A concentração de íons H3O
+ (ou H+ de forma simplificada) é de fundamental 
importância em muitas reações químicas e bioquímicas que ocorrem em meio aquoso. Em 
1909, Sören P. T. Sörensen (1868-1939), bioquímico dinamarquês, estabeleceu uma 
maneira conveniente de expressar a acidez utilizando o logaritmo negativo da concentração 
do íon hidrogênio: 
 
Sörensen chamou o novo conceito de expoente do íon hidrogênio representado pelo 
símbolo pH “pondus hidrogenn - potencial de hidrogênio”. Devido ao uso do artifício 
matemático “– log [H+]” os valores dessa escala são positivos na faixa de concentração 
abaixo de 1 mol/L. 
A rigor, o pH é mais bem definido como sendo pH = -log ah, onde ah é a atividade 
do íon hidrogênio. Em soluções contendo mais de um íon a atividade e a concentração são 
diferentes, porque a atividade é a concentração real de um eletrólito em solução. Ela é 
função de todos os componentes iônicos em solução (força iônica). 
O conceito de pH pode ser estendido a outras grandezas e podemos definir uma 
função “p” de tal forma que: 
 
Assim, teremos: pOH = - log [OH-] 
pKw = - log Kw = - log 10-14 = 14 
pNO3- = - log [NO3
-] 
 
Em solução aquosa as concentrações dos íons OH- e H+ estão relacionadas e por 
conseguinte os valores de pH e pOH, de forma que temos: 
 
45 
 
Quando as concentrações dos íons H+ e OH- são iguais em uma solução aquosa, 
teremos o pH igual a 7,0 e o meio é considerado neutro. Quando a concentração de íons 
H+ é superior à concentração de íons OH- a solução aquosa é considerada ácida, e quando 
ocorre o inverso é chamada de básica ou alcalina ([OH-] > [H+]). As relações existentes 
entre o pH, o pOH e as concentrações de íons H+ e OH- são exemplificadas no Quadro 01: 
 
Quadro 01 – Relações entre pH, pOH e as concentrações de H+ e OH- em solução aquosa. 
 
 
Indicadores ácido-base 
 
Os indicadores ácido-base são substâncias que mudam de coloração segundo o pH 
do meio onde se encontram. Um indicador ácido-base é um ácido ou uma base fraca cuja 
forma ácida apresenta uma cor diferente da forma básica. Quando em solução o indicador 
apresenta um equilíbrio do tipo: 
 
Um aumento do pH do meio favorece a formação da forma básica do indicador e 
uma diminuição do pH favorece a formação da forma ácida do indicador. Como critério 
visual, a mudança da cor da forma ácida para a básica (e vice-versa) ocorre quando a razão 
entre as concentrações da forma ácida (alcalina) e da alcalina (ácida) for maior que 
aproximadamente 10. Essa razão pode ser melhor determinada utilizando-se um método 
espectrofotométrico. O equilíbrio da mudança de cor (em uma dada força iônica) pode ser 
dado pela Equação: 
 
46 
 
Onde pKin é a chamada constante aparente do indicador. Com base na mudança de 
cor em função das concentrações das espécies ácida e básica (10/1 ou 1/10), a faixa de 
viragem da cor do indicador pode ser expressa segundo a Equação: 
 
Ou seja, a faixa de viragem do indicador corresponde a cerca de duas unidades de 
pH. O primeiro indicador de pH comercialmente vendido foi o tornassol (litmato de 
cálcio). Atualmente existem inúmeras substâncias usadas como indicadores ácido-base, 
com faixas de viragem variadas como mostrado no Quadro 02. 
 
Quadro 02 – Faixa de viragem de alguns indicadores ácido-base 
 
 
 
Pigmentos naturais usados como indicadores ácido-base 
 
As antocianinas são pigmentos da classe dos flavonóides responsáveis, em diversos 
casos, pela coloração vermelha, azul ou violeta de diversos vegetais. Quando as antocianinas 
são extraídas do vegetal, apresentam-se sob a forma de sais de flavílio, normalmente 
glicosiladas, ou seja, ligadas a moléculas de açúcares tais como a β-D-glicose, β-D-galactose e 
a α-D-rammose. Quando livres dos açúcares esses pigmentos recebem o nome de 
antocianidinas. 
47 
 
As antocianinas possuem a propriedade de mudar de coloração em função do pH do 
meio onde se encontram, assim, podem ser utilizadas como indicadores ácido-base naturais. 
 
 
Obs: Cianidina (R1 = OH e R2 = H); Peonidina (R1 = OCH3 e R2 = H); Delfinidina 
(R1 = OH e R2 = OH); Petunidina (R1 = OCH3 e R2 = OH); Malvidina (R1 = OCH3 e R2 
= OCH3); Pelargonidina (R1 = H e R2 = H); Quando se aumenta o pH de uma solução 
ácida contendo uma antocianidina, ocorrem os seguintes equilíbrios químicos envolvendo 
o íon flavílio: 
 
48 
 
Estes equilíbrios estão na base das mudanças de coloração que ocorrem quando se 
varia o pH do meio onde se encontram extratos vegetais contendo antocianidinas. 
 
Procedimento Experimental 
Materiais e Reagentes 
MATERIAIS REAGENTES 
Béqueres - 02 Ácido clorídrico 0,1 mol/ L 
Bastão de vidro Hidróxido de sódio 0,1 mol/L 
Proveta de 25 ml Água destilada 
Funil Matéria vegetal 
Papel de filtro 
Tubos de ensaio - 03 
Pipetas de pasteur 
Almofariz e Pistilo 
Chapa 
 
Metodologia 
a) Separar aproximadamente 10 g (20 mL opcionalmente) da matéria vegetal que será 
utilizada na obtenção do extrato vegetal (beterraba, repolho roxo, feijão preto, etc.) 
b) Medir 25 ml de água destilada, com a proveta. 
c) Colocar a matéria vegetal e uma pequena alíquota da água medida anteriormente 
(aproximadamente 10 ml) no almofariz. 
d) Em seguida triturar o material com o auxílio do pistilo. Adicionar a quantidade restante 
de água ao sistema. Esperar por aproximadamente 10 minutos. Obs: Para o feijão preto, a 
mostra deve ser aquecida em um béquer, na chapa aquecedora, a fim de facilitar a obtenção 
do seu extrato. 
e) Filtrar o extrato, usando funil e papel de filtro, recolhendo o filtrado em um béquer. 
f) Tomar 03 tubos de ensaio e adicionar 2,0 mL de HCl 0,1 mol.L-1 ao primeiro tubo 
(meio ácido), 2,0 mL de água destilada ao segundo tubo (meio aproximadamente neutro) e 
2,0 mL de NaOH 0,1 mol.L-1 ao terceiro tubo (meio básico). Identifique cada tubo usando 
um pincel marcador para vidro. 
g) Adicionar 6 gotas do extrato vegetal filtrado (indicador natural) em cada tubo de ensaio. 
h) Observe as mudanças ocorridas nos tubos com a adição do indicador. Anote os 
resultados. Confira com os outros grupos os resultados obtidos com os outros vegetais, 
anote. 
49 
 
Pós Laboratório 
a) Explique como funciona um indicador ácido-base. 
b) Você conhece outros vegetais que poderiam apresentar concentrações elevadas de 
antocianinas? Pesquise. 
c) Faça uma tabela contendo o tipo de extrato vegetal utilizado (por todos os grupos!) e as 
colorações do extrato em meio ácido, próximo do neutro e básico? 
d) Faça uma pesquisa (01 folha) sobre a utilização de corantes vegetais como indicadores 
de pH (não esqueça de indicar a fonte consultada). 
 
Referências Bibliográfica 
 
RAMOS, Luiz Antônio; LUPETTI, Karina Omuro; CAVALHEIRO, Éder T. Gomes; 
FATIBELLO-FILHO, Orlando. Utilização do Extrato Bruto de Frutos de Solanum nigrum 
L No Ensino de Química. Eclética Química. Vol. 25. 2000. 
GAMA, Michelle da Silva e AFONSO, Júlio Carlos. De Svante Arrhenius ao Peagâmetro 
Digital: 100 anos de Medida de Acidez. Química Nova. Vol. 30, N° 1.2007. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
50 
 
Unidade II 
 
 
CAPÍTULO VII - Conservação da Massa 
 
Objetivos 
 
Verificar a Lei da conservação da massa através da determinação da massa total 
antes e depois de ocorrerem às seguintes reações: 
 
Reação 1: Na2CO3 + CaCl2 → 2NaCl + CaCO3↓ 
Reação 2: 2NaCl + CaCO3 + H2SO4 → 2NaCl + CaSO4 + H2CO3 
Introdução 
 
Em 1774 Antoine Lavoisier enunciou a lei da conservação da massa, também 
conhecida como lei de Lavoisier, onde afirmava, baseado em resultados de uma série de 
experimentos, que mesmo com uma reação química não era possível criar massa, o que 
ocorria era apenas a modificação dos compostos, conservando-se, desde que em um 
sistema fechado, todos os átomos presentes antes das reações, apesar de os produtos se 
apresentarem com configurações químicas e estado físico distintos dos reagentes. 
 
Antoine-Laurent de Lavoisier nasceu em Paris, em 26 de agosto de 
1743 e morreu em Paris, em 8 de maio de 1794. Era químico, e foi 
considerado o criador da química moderna. Foi o primeiro cientista a 
enunciar o princípio da conservação da matéria. Além disso, 
identificou e batizou o oxigênio e participou na reforma da 
nomenclatura química. Célebre pela sua frase "Na Natureza nada se 
perde, nada se cria, tudo se transforma." 
51 
 
Por volta de 1905, Albert Einstein publicou a teoria da relatividade, revolucionando 
os conhecimentos da época. Segundo a teoria, um objeto que se movimente com 
velocidade próxima à velocidade da luz sofre efeitos como o aumento da sua massa entre 
outros. 
Juntamente com a equação da equivalência entre a massa e a energia, E=m·c2, 
testes comprovaram a veracidade da teoria da relatividade mediante o estudo das reações 
nucleares, onde ocorre a liberação de imensas quantidades de energia, resultantes da perda 
de massa do sistema. 
Apesar de ocorrer liberação de energia durante as reações químicas comuns, as 
quantidades são demasiadamente inferiores às liberadas durante as reações nucleares, e, 
portanto, não é mensurável a conversão de massa em energia nestas reações, verificando-se 
assim a lei da conservação da massa em sistemas reacionais não nucleares. 
Metodologia 
Materiais e reagentes 
Materiais Reagentes 
 Balança analítica  Carbonato de sódio 0,1 M 
 Frascos pequenos  Cloreto de cálcio ,1 M 
 Beckeres  Ácido sulfúrico 0,1 M 
 Pipetas de 5 e 10 mL 
 Pipetadores 
 
 
Procedimento experimental 
a) Pipetar 5 ml de solução de Na2CO3 (0,1 M) e colocar em um frasco. Fechar o 
frasco; 
b) Pipetar 5 ml de solução de CaCl2 (0,1 M) e colocar em um frasco. Fechar o 
frasco; 
c) Pipetar 10 ml de solução de H2SO4 (0,1 M) e colocar em um frasco. Fechar o 
frasco; 
d) Pesar os três frascos juntos. Anotar a massa do conjunto; 
e) Fora da balança, adicionar a solução de CaCl2 (0,1 M) na solução de Na2CO3 
(0,1 M) e tampar ambos os frascos. Agitar levemente o frasco que contém as 
duas soluções e verificar o que ocorre; 
52 
 
f) Pesar novamente o conjunto de frascos e anotar a massa; 
g) Novamente fora da balança, adicionar a solução de H2SO4 (0,1 M) no frasco 
que contém a solução. Tampar o frasco rapidamente e agitar. Observar o que 
ocorre. 
h) Pesar mais uma vez o conjunto e anotar a massa. 
 
Tabela 5.1. Dados experimentais. 
Objeto Massa 
 
 
 
 
 
Referências 
 
ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. 1a. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2001. 
BROWN, T. L.; LEMAY, E.; BURSTEN, B. E. Química – A Ciência Central. 9ª ed.; 
Pearson; São Paulo; 2006. 
RUSSELL, John B., Química geral, 2ª. Ed, vol 1,São Paulo, Ed Pearson Makron 
Books,1994. 
 
Pré-Laboratório 
1. O que diz a lei da conservação da massa, conhecida também por lei de Lavoisier? 
2. Calcule o número de mols de cada solução utilizada nesse experimento. 
3. Verificar se há reagente em excesso nas proporções em que foram utilizadas. 
4. Considere a reação 2Na3PO4 + 3Ba(NO3)2 → Ba3(PO4)2 + 6NaNO3. Suponha que 
uma solução contendo 3,5 g de Na3PO4 é misturada com uma solução contendo 6,4 
g de Ba(NO3)2. Quantos gramas de fosfato de bário podem ser formados? 
 
Pós-Laboratório 
1. Com base nos dados obtidos, como é possível interpretar a Lei da Conservação da 
Massa? 
53 
 
2. Qual a origem da turvação observada na primeira reação? 
3. Calcule a média e o desvio padrão da massa do conjunto. Estime o erro 
experimental. Comente o resultado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
54 
 
CAPÍTULO VIII - Soluções 
 
Objetivos 
 
Inteirar o aluno com os cálculos e preparo de soluções. 
 
Introdução 
 
Soluções são misturas homogêneas de duas ou mais substâncias. 
Nas soluções, o disperso recebe o nome de soluto, e o dispersante é denominado 
solvente. Assim, por exemplo, quando dissolvemos açúcar em água, o açúcar é o soluto e a 
água, o solvente. 
Em geral as substâncias inorgânicas são polares, enquanto as orgânicas são 
apolares. Uma substância polar tende a dissolver num solvente polar. Uma substância 
apolar tende a se dissolver num solvente apolar. 
 
Principais tipos de concentrações 
 Concentração comum: indica a massa de soluto presente em cada litro de solução. 
 
 
Título: é a relação entre a massa do soluto e a massa da solução. 
 
 
Molaridade: é a quantidade de mols de soluto presente em cada litro de solução. 
 
 
Fração molar: é a relação entre o número de mols do soluto (ou de solvente) e o número 
de mols da solução. 
55 
 
 
 
Molalidade: é a relação entre o número de mols do soluto, e a massa do solvente (em 
Kg). 
 
 
Metodologia 
Materiais e reagentes 
Materiais Reagentes 
 Balão volumétrico de 50 mL  Acido clorídrico (HCl), =1,19g/mL, 
τ=37,5% 
 Balão volumétrico de 100 
mL 
 Hidróxido de sódio (NaOH) 
 Bastão de vidro 
 Becker de 100 mL 
 Espátula 
 Funil simples 
 Pipetas 
 Pissetas 
 
Procedimento experimental 
Preparo da solução de HCl 0,5 mol/L. 
a) Em uma capela, meça numa proveta, 10,4 mL de HCl concentrado; 
b) Coloque cerca de 100 mL de água destilada em um balão volumétrico de 250 mL e 
transfira o volume de ácido medido para este balão; 
c) Espere o balão esfriar até a temperatura ambiente e complete, até o menisco, com 
água destilada; 
d) Faça uma homogeneização por inversão; 
56 
 
e) Transfira a solução preparada para um frasco de vidro e rotule com os dados da 
solução e o número de sua turma; 
 
 
Preparo da solução de HCl 0,1 mol/L. 
f) Meça 10 mL da solução de HCl, 0,5 mol/L, preparada anteriormente, e transfira 
para um balão de 50 mL; 
g) Complete com água destilada até o menisco, seguindo o procedimento de preparo 
indicado anteriormente. 
Preparo da solução de NaOH 0,5 mol/L. 
h) Pese 2,0 g de NaOH em um Becker limpo e seco; 
i) Dissolva-o, no próprio Becker, com água destilada; 
j) Transfira a solução para um balão de 100 mL, e siga os procedimentos de preparo 
de soluções; 
k) Transfira a solução para um frasco de plástico e rotule. 
l) Guarde as soluções preparadas em um armário para utilização nas próximas 
experiências. 
 
 
Referências 
 
ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. 1a. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2001. 911 p. 
BROWN, T. L.; LEMAY, E.; BURSTEN, B. E. Química – A Ciência Central. 9ª ed.; 
Pearson ; São Paulo; 2006. 
MAHAN, Bruce M. e MYERS, Rollie J. Química: um curso universitário. 4a. ed. São 
Paulo: Edgard Blücher, 1995. 582 p. 
 
 
Pré-Laboratório 
1. O que é solução? 
2. Descreva o procedimento adequado pra preparar uma solução quando o soluto é um 
líquido. 
57 
 
3. Descreva o procedimento adequado pra preparar uma solução quando o soluto é um 
sólido. 
4. Qual o procedimento para preparar uma solução diluída a partir de uma solução 
concentrada de uma determinada substância? 
5. Calcule ovolume de HCl necessário para preparar 250 mL de solução de HCl 0,5 
mol/L, partindo de uma solução de HCl a 37% em massa e  = 1,19 g/mL. 
6. Calcule o volume de HCl necessário para preparar 25 mL de solução de HCl 0,1 
mol/L, partindo da solução de solução de HCl 0,5 mol/L. 
7. Calcule a massa de NaOH necessária para preparar 250 mL de solução NaOH 0,5 
mol/L. 
8. Converta HCl 0,5mol/L para concentração comum. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
58 
 
CAPÍTULO IX - Análise volumétrica 
 
Objetivos 
Familiarizar o aluno com a análise volumétrica, através da padronização da solução 
preparada na prática anterior. 
 
Introdução 
A análise volumétrica consiste na medida de volumes de duas soluções que reagem 
entre si. Uma delas apresenta concentração previamente conhecida, atuando como padrão 
de medida; a outra contém a espécie de concentração desconhecida que se deseja analisar. 
Geralmente a solução padrão é adicionada gota a gota, por meio de uma bureta, à 
solução de concentração desconhecida (contida num erlenmeyer). Este tipo de operação 
recebe o nome de titulação. 
 
 
Como não é possível visualmente perceber o ponto de equivalência, é necessário 
que se utilize um indicador, no erlenmeyer, para indicar, através da mudança de cor, o 
ponto final da titulação. 
Indicadores, de um modo geral, são bases ou ácidos orgânicos fracos, apresentando 
cores diferentes quando nas formas protonada ou não-protonada. Consequentemente, a cor 
do indicador dependerá do pH. 
 
Bureta: Solução titulante (concentração conhecida e volume medido) 
Erlenmeyer: Solução titulada (volume conhecido + indicador ácido-base) 
59 
 
Metodologia 
Materiais e reagentes 
Materiais/Quantidade Reagentes 
 Becker de 50 mL – 02  Ácido clorídrico 0,5 mol/L 
 Bureta de 25 mL – 01  Hidróxido de sódio 0,5 mol/L 
 Erlenmeyer de 125 mL – 01  Fenolftaleína 1% 
 Funil simples – 01 
 Garra para bureta – 01 
 Pipeta conta gotas – 01 
 Pipeta conta gotas – 01 
 Pipeta volumétrica de 5 mL – 01 
 Pisseta – 01 
 Proveta de 10 mL – 01 
 Suporte para bureta – 01 
 
Procedimento experimental 
a) Encha a bureta com a solução de hidróxido de sódio 0,5 mol/L, utilizando um funil; 
b) Abra a torneira da bureta e deixe escoar a solução até o desaparecimento de bolhas: 
c) Complete o volume com a solução e zere a bureta; 
d) Junte 5 mL de solução padrão de ácido clorídrico e transfira para um erlenmeyer de 
125 mL; 
e) Adicione duas gotas de solução de fenolftaleína; 
f) Abra cuidadosamente a torneira da bureta, de modo que a solução da base seja 
adicionada gota a gota ao erlenmeyer, até o aparecimento de uma coloração rósea 
persistente. 
g) Anote o valor de hidróxido de sódio gasto na titulação 
 
Tabela 9.1. Dados experimentais 
Volume inicial Volume Final 
 
 
 
 
 
 
60 
 
Referências 
ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. 1a. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2001. 911 p. 
MAHAN, Bruce M. e MYERS, Rollie J. Química: um curso universitário. 4a. Ed. 
São Paulo: Edgard Blücher, 1995. 582 p. 
JEFFERY, G. H. et al. Análise Química Quantitativa. 5a. Ed. Editora Guanabara 
Koogan S/A. Rio de Janeiro, 1992. 
 
Pré-Laboratório 
1) O que é titulação e qual sua finalidade? 
2) Para que serve um indicador? 
Pós-Laboratório 
3) Explique quando se deve suspender a adição de solução padrão em uma titulação. 
4) Calcule a concentração verdadeira de HCl. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
61 
 
Unidade III 
 
 
 
CAPÍTULO X - Calorimetria 
 
Objetivos 
 
Determinar a capacidade calorífica de um calorímetro, o calor específico de um 
metal e o calor de neutralização de uma reação de um ácido forte com uma base forte. 
 
Introdução 
 
Calorimetria é a medida do calor liberado ou absorvido numa transformação. O 
aparelho utilizado nessa medida é o calorímetro, sendo o mais simples deles, o 
calorímetro de água. 
Quando uma transformação ocorre no interior de um calorímetro de água, a água 
que ele contém sofre aquecimento ou resfriamento. Medindo-se a elevação ou 
abaixamento da temperatura dessa massa de água, é possível calcular a quantidade de 
calor liberada ou absorvida na transformação através da expressão: 
Q = m.cp.t 
Onde: 
Q = quantidade de calor liberado ou absorvido (J ou cal); 
m = massa da substância (g); 
cp = calor específico da substância a pressão constante (J/g °C ou cal/g °C); 
t = variação de temperatura (°C). 
 
 
62 
 
a) Determinação da Capacidade Calorífica ou Equivalente em Água do 
Calorímetro (C) 
 
Esta determinação é necessária porque o calorímetro troca calor com o sistema 
que está sendo investigado no seu interior. Este processo é denominado de calibração. 
A calibração é feita pela mistura, no interior do calorímetro, de quantidades 
conhecidas de água fria e quente. 
A capacidade calorífica (C) é definida (de modo simplificado) como sendo a 
quantidade de energia absorvida por um corpo para que sua temperatura aumente em 
1°C. 
Geralmente, a capacidade calorífica de um calorímetro é determinada 
colocando-se uma certa quantidade de água (mágua fria) a uma determinada temperatura 
(tágua fria) em seu interior e mistura-se uma outra quantidade de água (mágua quente) a uma 
outra temperatura (tágua quente). Mede-se a temperatura final (tequilíbrio), e calcula-se C a 
partir da relação entre calor recebido (Qrecebido) e calor cedido (Qcedido). 
Qcedido + Qrecebido = 0 
Qcedido (água quente) + Qrecebido pelo calorímetro + Qrecebido (água fria) = 0 
mágua quente.cágua quente.(tequilíbrio–tágua quente)+mcalorímetro.ccalorímetro.(tequilíbrio–tágua fria)+mágua fria.cágua 
fria.(tequilíbrio–tágua fria) = 0 
 
Para o mesmo calorímetro → mcalorímetro.ccalorímetro = C 
Assim, 
 
A Figura 10.1 mostra um calorímetro de mistura e os acessórios utilizados no 
experimento. 
 
 
63 
 
 
Figura 10.1. Calorímetro de mistura e os acessórios utilizados no experimento. 
 
 
b) Determinação do Calor Especifico de um Metal 
 
Para determinar o calor específico de um metal utilizando o método das 
misturas, ou seja, aquece-se o metal a uma temperatura maior que a do ambiente e em 
seguida ele é imerso na água contida no calorímetro que está à temperatura ambiente. 
O metal vai ceder calor para água e para o calorímetro, até atingir a temperatura 
de equilíbrio térmico. Aplicando o princípio da conservação de energia, como no item 
anterior, temos: 
Qcedido + Qrecebido = 0 
Qcedido metal + Qrecebido pelo calorímetro + Qrecebido (água fria) = 0 
mmetal.cmetal.(tequilíbrio–tmetal)+mcalorímetro.ccalorímetro.(tequilíbrio–tágua)+mágua.cágua.(tequilíbrio–tágua) = 0 
mmetal.cmetal.(tequilíbrio–tmetal)+C.(tequilíbrio–tágua)+mágua.cágua.(tequilíbrio–tágua) = 0 
 
 O calor específico de alguns metais está representado na Tabela 10.1. 
 
 
 
 
 
64 
 
Tabela 10.1. Calor específico de alguns metais. 
Metal c (cal/g °C) 
Cobre 0,093 
Latão 0,094 
Ferro 0,119 
Alumínio 0,219 
 
c) Determinação da H de neutralização de um ácido forte (ácido clorídrico) 
por uma base forte (hidróxido de sódio). 
 
A variação de calor que ocorre em uma reação química entre produtos e 
reagentes, a pressão constante, é chamada de entalpia de reação (H). 
A entalpia de uma reação entre um ácido (AH) e uma base (BOH) é denominada 
calor de neutralização. Em solução aquosa os ácidos e bases fortes encontram-se 
completamente dissociados e o calor de neutralização é igual ao calor de dissociação da 
água (com sinal contrário), visto que: 
 
 
 
 
ou resumidamente: 
 
 
 
O procedimento descrito no item 2.1 se aplica para a determinação do calor de 
neutralização e uma vez conhecida a capacidade calorífica do calorímetro, pode-se 
determinar o calor de neutralização, usando-se as relações: 
 
Qcedido + Qrecebido = 0 
 
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Qcedido reação + Qrecebido pelo calorímetro