Relatórios Química Experimental

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UNIVERSIDADE DE UBERABA 
PRÁTICA EXPERIMENTAL DE QUÍMICA I - 908118 
LORRANNE MARINS GONÇALVES - 1172455-1 
MARCOS CÉSAR DE OLIVEIRA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO PRÁTICA 1/4 
SEGURANÇA EM LABORATÓRIO DE QUÍMICA, MATERIAIS DE 
LABORATÓRIO E MEDIÇÃO DE VOLUME 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PATOS DE MINAS - 06/05/023 
 
 
1-INTRODUÇÃO 
A segurança em laboratórios de química é fundamental para garantir a saúde e a 
integridade física dos indivíduos envolvidos nas atividades. O conhecimento das normas 
e procedimentos de segurança, bem como a utilização correta de equipamentos de 
proteção individual e coletiva, são fatores decisivos para minimizar riscos de acidentes. 
Aprender a utilizar um laboratório de química com segurança é essencial para estudantes, 
professores, técnicos e pesquisadores (FISCHER, JUNQUEIRA, 2012). 
Um laboratório de química é um ambiente complexo, repleto de substâncias 
químicas, equipamentos e instrumentos de medição. É importante que todos os usuários 
tenham um conhecimento prévio sobre o ambiente de trabalho, as substâncias químicas e 
suas propriedades, além de saber como lidar com situações de emergência (SMITH; 
NESS; ABBOTT, 2007). Esse conhecimento pode ser adquirido por meio de aulas 
teóricas e práticas, que ensinam os usuários a lidar com diferentes situações e a utilizar 
os equipamentos de segurança (HARRIS, 2011). 
Um dos principais objetivos de conhecer um laboratório de química é a prevenção 
de acidentes. Por isso, é importante que todos os usuários conheçam as normas de 
segurança e procedimentos de emergência antes de começar a realizar qualquer atividade. 
Além disso, é fundamental seguir as instruções do professor ou técnico responsável pelo 
laboratório, a fim de minimizar os riscos de erros e acidentes (MAIA, 2022). 
A utilização segura de um laboratório de química também é importante para garantir 
a qualidade dos resultados obtidos em experimentos e pesquisas. Os procedimentos de 
segurança e a utilização correta dos equipamentos evitam erros que possam comprometer 
a precisão dos resultados. Além disso, a utilização de equipamentos de proteção 
individual e coletiva garante a segurança dos usuários, permitindo que eles possam 
trabalhar com tranquilidade e concentração (LUIZA PAGANINI MAIA; BAMPI; BÄR 
SCHUSTER, 2020). 
Por fim, é importante destacar que a segurança em laboratórios de química não se 
resume apenas às atividades realizadas dentro do laboratório. É fundamental que os 
usuários também estejam cientes dos procedimentos adequados para o transporte, 
armazenamento e descarte de substâncias químicas. O conhecimento prévio desses 
procedimentos é essencial para evitar a contaminação do meio ambiente e prevenir 
acidentes que possam ocorrer fora do ambiente do laboratório (MAIA, 2022). 
2-OBJETIVOS 
• Conhecer os equipamentos e vidrarias de uso corrente em trabalhos práticos, bem 
como aprender sobre a maneira correta de utilizá-los em suas aplicações. 
• Aprender a realizar medidas determinadas em laboratório e entender como as 
mesmas podem ser expressas cientificamente. 
• Entender como funcionam e quais são os tipos de erros experimentais. 
3-METODOLOGIA EXPERIMENTAL 
3.1-Reagente e Materiais 
• Proveta de 50 e 250 mL. 
• Bureta de 50 mL. 
• Pipeta graduada de 10 mL. 
• Balão volumétrica de 250 mL. 
• Pipetador. 
• Balança digital. 
• Espátula. 
• Béquer de 100 mL. 
• Funil de vidro. 
• Bastão de vidro. 
• Pisseta com água destilada. 
• Sulfato de Cobre (CuSO4) PA. 
3.2-Procedimento Experimental 
• Pesar 1,25 gramas de Sulfato de Cobre (CuSO4) e dissolver com um pouco de 
água em um béquer. 
• Transferir quantitativamente a mistura para um balão volumétrico de 250 mL e 
completar com água destilada até a marca. 
• Transferir o conteúdo do balão para uma proveta e comparar o volume dos 
recipientes. 
• Com auxílio de uma pipeta graduada de 10 mL retirar o líquido em excesso para 
determinar a diferença entre a proveta e o balão volumétrico. 
• Encha a bureta com a solução de sulfato de cobre e depois transfira o conteúdo 
para uma proveta de 50 mL e compare os volumes das vidrarias. 
4- DISCUSSÕES E CONCLUSÕES 
Para a realização de atividades em laboratório de química é sempre esperado que 
se tomem alguns cuidados, como por exemplo: 
a) Responsabilidade e cuidado no laboratório; 
b) Muita atenção no que está fazendo, e no material que será utilizado; 
c) Pontualidade. Atrasos não serão permitidos; 
d) É proibido uso do celular durante as aulas; 
e) Responsabilidade e escolha do parceiro para as aulas práticas; 
f) Uso imprescindível do material didático solicitado; 
g) Uso de jaleco e óculos de segurança (se necessário for); 
h) É expressamente proibido fazer a aula prática utilizando short/bermuda/saia e calçado 
aberto; 
i) Utilizar somente o material solicitado, de maneira adequada e somente os reagentes 
solicitados; 
j) É expressamente proibido comer, beber ou fumar no laboratório; 
k) Deixar a bancada organizada e limpa, e guardar todo o material utilizado; 
l) Descartar adequadamente todos os resíduos; 
m) Seguir cuidadosamente todas as orientações do professor e as Normas de Segurança do 
laboratório; 
Cuidado no manuseio de vidraria para evitar eventuais quebras e acidentes. Além disto, 
algumas recomendações de boa conduta no laboratório de ensino devem ser 
cuidadosamente observadas: 
a) Usar sempre que necessário, óculos de segurança; não é recomendado o uso de lentes de 
contato no laboratório; 
b) Usar jaleco abotoado, sapatos fechados e cabelos presos. Evitar jaleco feito com tecido 
sintético; 
c) Jamais pipetar produto algum com a boca, apenas usando vidraria adequada; 
d) Não usar produto algum que não esteja devidamente rotulado. 
No que se refere ao uso de vidrarias e utensílios em um laboratório de ensino, 
normalmente se trabalha com utensílios e equipamentos feitos dos mais diversos materiais: 
vidro, metal, cerâmica, plástico. Cada material tem suas limitações físicas e químicas, e cada 
utensílio de laboratório tem certa finalidade. O uso inadequado de utensílios no laboratório, 
desrespeitando suas peculiaridades, pode resultar não somente num fracasso do experimento 
com perda parcial ou total do material, mas também em acidentes desagradáveis com danos 
pessoais. 
Alguns utensílios de laboratório podem ser feitos de materiais como, por exemplo, 
polietileno ou polipropileno, que possuem as seguintes características: elasticidade, boa 
resistência mecânica química, inclusive ácido fluorídrico, polietileno e polipropileno são 
sensíveis a solventes orgânicos aquecidos, tais como benzeno ou tolueno, sofrendo dissolução 
parcial, transparência limitada, sensibilidade térmica (não devem ser aquecidos nem 
colocados na estufa de secagem a temperaturas acima de 110 oC), a maioria dos materiais 
plásticos é combustível. 
Utilizam-se frascos plásticos para guardar sólidos ou líquidos e frascos de esguicho 
para água destilada em material de plástico, devido às suas características particulares no que 
se refere à resistência mecânica, inocuidade, durabilidade e leveza. Utiliza-se igualmente 
material de borracha principalmente nas peras, que são utilizadas na transferência de 
líquidos, e também nos frascos tais como as pissetas. 
Alguns materiais refratários também são empregados, pois resistem temperaturas 
elevadas (acima de 400 °C). O material refratário mais utilizado no laboratório químico 
é a porcelana, além de outros materiais cerâmicos. 
Dentre o material de porcelana de uso mais comum em laboratório destacam-se: os 
almofarizes para triturar e pulverizar materiais sólidos, a cápsula de porcelana utilizada 
na evaporação de líquidos em soluções e o funil de Büchner que acoplado ao kitasato e 
papel de filtro é utilizado na filtração a pressão reduzida, 
Os materiais metálicos também podem ser empregados.De modo geral, os metais 
comuns são facilmente corroídos por diversos agentes químicos, principalmente pelos 
ácidos. Portanto, deve-se evitar o contato dos objetos metálicos com ácidos e outros 
agentes oxidantes corrosivos. O material de metal usado no laboratório de Química pode 
ser classificado como material para suporte e para manuseamento. 
Dentre os materiais metálicos de manuseamento, destacamos as espátulas cuja 
função principal é a transferência de sólidos finamente divididos. Entretanto, o material 
mais utilizado em laboratórios químicos é o vidro. O vidro comum é basicamente um 
silicato sintético de cálcio e de sódio em estado não cristalino (estado vítreo), obtido por 
fusão de uma mistura de sílica (SiO2), carbonato de sódio (Na2CO3) e carbonato de 
cálcio (CaCO3) em proporções variáveis. Já o vidro usado no laboratório (boro-silicato) 
contém alguns outros componentes (óxidos de boro e alumínio) que proporcionam maior 
resistência química, mecânica e térmica. Um vidro de composição parecida é o chamado 
vidro pirex, de uso doméstico. 
As qualidades mais apreciadas do vidro são: transparência perfeita; boa resistência 
química; resistência térmica razoável, até 300 °C. O vidro apresenta as seguintes 
limitações: fragilidade; sensibilidade a choques térmicos; deformação, amolecimento ou 
derretimento a temperaturas elevadas (acima de 400 °C). 
Entre centenas de vidros comerciais produzidos, o vidro boro-silicato tipo Pyrex® 
é o que mais se adapta como material para a maioria das aplicações em laboratório. Flúor, 
cloro, sulfatos e antimônio podem estar presentes na faixa de 0,05 a 0,5%. Com as devidas 
precauções, ele suporta todas as temperaturas de uso normal em laboratório e é resistente 
ao ataque químico. Seu baixo coeficiente de expansão permite que seja fabricado com 
paredes mais grossas, possibilitando boa resistência mecânica e razoável resistência ao 
calor. Além disso, é um vidro que pode ser fabricado mais facilmente que a maioria dos 
outros tipos, o que o torna mais Econômico, é o tipo de vidro mais comum para as 
aplicações em laboratório. Alguns corantes podem ser acrescentados ao vidro para fins 
específicos. Um exemplo clássico é o vidro âmbar, fabricado com o corante à base de 
prata para produtos químicos sensíveis à radiação. Outro exemplo é o vidro fabricado 
com a adição de corante vermelho para a proteção contra radiação ultravioleta. 
Abaixo é relacionada a descrição das principais vidrarias empregadas em 
laboratório de ensino. 
 
Pistilo e almofariz: são utensílios 
utilizados para reduzir triturar ou 
homogeneizar mecanicamente 
amostras sólidas 
 
Erlenmeyer: é um frasco utilizado em 
laboratório para diversas aplicações, 
como por exemplo, na produção de 
soluções, operações de titulação, dentre 
outras. 
 
Balão volumétrico de fundo chato: Usado 
principalmente na manipulação de sólidos, pode 
ser usado em diversas operações, como na 
produção e vaporização de soluções, destilação 
etc. 
 
Balão volumétrico de fundo redondo: 
similar ao balão de fundo chato, é 
também usado no preparo e 
manipulação de soluções líquidas, e é 
O balão de fundo redondo, por sua 
vez, principalmente em operações de 
refluxo e evaporação, geralmente 
acoplado a um equipamento 
rotaevaporador. 
 
Balão volumétrico de fundo chato com 
tampa: assim como os balões já descrito 
é usado para a produção e manipulação 
de soluções líquidas, e assim como os 
demais, é demandado quando se 
necessita de produzir soluções com 
exatidão de medidas. É uma vidraria com 
volume calibrado. Recomenda-se seu uso 
em operações onde não serão emitidos 
gases. Pode ser usado para armazenar 
soluções, desde que fora de ambientes 
refrigerados e aquecidos, para que não se 
perca a calibração da vidraria. 
 
Béquer: é um tipo de recipiente de vidro usado 
para manipular e armazenar temporariamente 
soluções líquidas. 
 
Tubo de ensaio: os tubos de ensaio 
são utilizados para armazenar, 
misturar e coletar amostras. Uma vez 
que suportam temperaturas quentes 
ou frias, também pode ser utilizado 
para manipular e analisar líquidos em 
ebulição. Prioritariamente são usados 
para investigar e observar pequenas 
reações. 
 
Funil de vidro: é utilizado para auxiliar na 
manipulação e transferência de produtos 
químicos, além de proteger o usuário ou 
aparatos em sua volta contra o 
derramamento de produtos químicos 
líquidos 
 
 
 Condensador: é usado em operações onde é 
necessário a troca de calor visando condensar 
vapores. É responsável pela troca de calor do 
seu condicionado, gelando o fluído refrigerante 
do seu produto. 
 
 
Proveta graduada: é utilizada para 
medir volumes de líquidos, apesar de 
não ser o mais preciso. 
 
Pipeta volumétrica: usada no preparo de 
soluções é uma vidraria própria para 
medir quantidades precisas e fixas de 
reagentes líquidos e soluções 
 
Pipeta graduada: usada no preparo de soluções 
é uma vidraria própria para medir quantidades 
precisas e variáveis de reagentes líquidos e 
soluções 
 
Funil de separação: utilizado para 
separar misturas de soluções através 
do princípio da diferença de 
densidade, ou seja, líquidos imiscíveis. 
 
Kitasato: vidraria específica para ser 
usada em operações de filtração a vácuo, 
ou sob pressão. É o recipiente onde será 
recolhido o fluído filtrado e separado da 
fase sólida. 
 
Funil de Buchner: fabricado em porcelana é 
usado em processos de filtração em baixas 
pressões. 
 
Frasco lavador de gás: possui como 
principal função auxiliar na remoção 
de substâncias dos gases que 
atravessam o equipamento. 
 
Dessecador de vidro: é usado em 
laboratório para dessecar e secar 
materiais. É usado principalmente para 
armazenar produtos com baixo teor de 
umidade, além disso, pode ser usado 
para armazenar substâncias que liberam 
vapores. 
 
Bureta: é um instrumento usado em laboratório 
para dosar com alta exatidão. Sua principal 
função é a de dosar soluções para transferir as 
mesmas para outros recipientes, sejam eles 
béqueres, balões ou erlenmeyer. É muito usada 
na titulação de soluções. 
 
Espátula: usada para retirar amostras 
de frascos pequenos, no preparo de 
culturas e outras misturas em lâminas 
para visualização em microscópio. 
 
 
Pisseta: usada geralmente para a 
lavagem de materiais e recipientes, 
através de jatos de água, álcool ou 
qualquer outro solvente que seja 
interessante de ser usado. 
 
Colunas de destilação: fracionadas, vigreux, 
dentre outros tipos, as colunas de destilação são 
equipamentos usados para promover a 
transferência de massa e calor entre correntes 
líquidas e de vapor saturadas, com o intuito de 
separar componentes químicos se baseando no 
princípio dos diferentes pontos de vaporização 
das espécies. 
 
 
Pesa filtro: é uma ferramenta usada 
para a pesagem de sólidos, 
principalmente aqueles que são 
sensíveis a alterações temperatura e 
vapor. 
 
Vidro relógio: é usado para pesar 
pequenas quantidades de substâncias 
para evaporar pequenas quantidades de 
soluções e para cobrir béqueres e outros 
recipientes. 
 
Estufa para secagem: empregada na secagem 
de materiais, em um laboratório de química . 
 
50
40
30
20
10
0
 
Manta aquecedora para balão de 
fundo redondo: usada para aquecer 
soluções em balões de fundo 
redondo, aquece através do uso da 
energia elétrica. 
 
Bico de Bunsen: é um queimador a gás 
de pequeno porte usado em laboratórios 
como fonte de calor. 
 
Pinça de madeira: usada para segurar tubos de 
ensaio durante o aquecimento direto em bico de 
Bunsen. 
 
Tela de amianto para aquecimento: 
usada principalmente para a 
distribuição uniforme do calor 
durante o aquecimento por bico de 
Bunsen, ou aquecedores elétricos, é 
usada como apoio a materiais. 
 
Pinça garra: funciona como uma dupla 
garra que segura verticalmente vidrarias,por meio de molas, indicada para fixar 
buretas em suportes com haste. 
 
Anel para funil: fabricado principalmente em 
aço é usado como suporte de funil de filtração 
simples ou funil de separação de líquidos não 
miscíveis entre si. 
 
 
Suporte universal: consiste em uma 
haste metálica vertical fixada a uma 
base metálica, muito usada para a 
sustentação de sistemas e utensílios. 
 
 
Estante para tubos de ensaio: usada para 
mantes vários tubos de ensaio na vertical 
e para organizar tubos em diferentes 
sistemas de organização. 
 
Mufla: projetada para aquecer amostras e 
outros materiais a altas temperaturas, e ao 
contrário da estufa de secagem ela irá recircular 
o mesmo ar ao redor da câmara. 
 
 
Balança analítica: equipamento para 
laboratório que exige experiência, 
destreza e cuidado por parte do 
operador, por possuir alto grau de 
precisão na medida de amostras sólidas. 
 
 
Pinça de metal: utilizada para manusear objetos 
pequenos e principalmente, manusear 
instrumentos aquecidos. 
Na maioria das análises químicas, uma balança analítica é usada para se obter 
massas com alta exatidão. Balanças semi-analíticas são também usadas para medidas nas 
quais a necessidade de resultados confiáveis não é crítica. Utiliza-se balanças de precisão, 
as quais possuem mecanismo de elevada sensibilidade de leitura e indicação, 
minimizando os erros de pesagem. Há uma grande variedade de balanças de laboratório, 
desde as mais grosseiras (balança de plataforma e escala tríplice) até as de mais alta 
sensibilidade (balanças analíticas). Usualmente apresentam o prato para colocação de 
amostras protegido por portinholas de vidro corrediças, pois leves ou até imperceptíveis 
correntes de ar podem levar instabilidade ao valor lido, ou até induzir a um grande erro 
de leitura. Devido a necessidade de extrema precisão das medidas efetuadas, estas devem 
ter salas específicas para sua manipulação, com condições ambientais controladas 
(temperatura, umidade), bem como observadas as condições da rede elétrica de fornecer 
voltagem dentro dos limites de tolerância especificados no manual de cada modelo. 
 
5-REFERÊNCIAS 
CHRISTIAN, G. D.; DASGUPTA, P. K.; SCHUG, K. A. Analytical Chemistry. 7th. 
ed. Danvers: Wiley, 1967. 
HARRIS, D. C. Explorando a Química Analítica.pdf. LTC. 
LARKIN, P. J. Basic Principles. Infrared and Raman Spectroscopy. [S.l.]: Elsevier, 
2018, p. 7–28. 
LUIZA PAGANINI MAIA, M.; BAMPI, M.; BÄR SCHUSTER, M. A 
IMPORTÂNCIA DOS LABORATÓRIOS PARA O CURSO DE ENGENHARIA 
QUÍMICA. Santa Catarina: Anais do 1o Seminário de Ensino, Pesquisa e Extensão - 
SEPE, 2020. p. 2. 
MAIA, D. J. Iniciação no Laboratório de Química. 2. ed. Campinas: Átomo, 2022. 
PESSOA, K. D. et al. A digital image method of spot tests for determination of copper 
in sugar cane spirits. Spectrochimica Acta - Part A: Molecular and Biomolecular 
Spectroscopy, 2017. v. 185, p. 310–316. Disponível em: 
<http://dx.doi.org/10.1016/j.saa.2017.05.072>. 
SKOOG, D. A.; WEST, D.; et al. Fundamentos de química analítica. 9. ed. São 
Paulo: Cengage Learning, 2014. 
______; WEST, D. M.; et al. Fundamental of Analytical Chemistry. 9th. ed. 
Belmont: Cengage Learning, 2014. 
SMITH, J. M.; NESS, H. C. Van; ABBOTT, M. M. Introdução à Termodinâmica da 
Engenharia Química. LTC. 
YANG, C. et al. Chemiluminescence Sensor Based on Composite Functional Nucleic 
Acid for Detection of Ochratoxin A in Wine. Chinese Journal of Analytical 
Chemistry, 2021. v. 49, n. 4, p. 496–503. 
 
 
UNIVERSIDADE DE UBERABA 
PRÁTICA EXPERIMENTAL DE QUÍMICA I - 908118 
LORRANNE MARINS GONÇALVES - 1172455-1 
MARCOS CÉSAR DE OLIVEIRA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO PRÁTICA 2/4 
TESTE DE CHAMA MODELO ATÔMICO DE BORH 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PATOS DE MINAS - 06/05/023 
 
 
1-INTRODUÇÃO 
O teste de chama é uma técnica utilizada para identificar elementos químicos em 
amostras, baseado na cor característica da chama produzida quando esses elementos são 
aquecidos. Essa técnica foi desenvolvida por Robert Bunsen e Gustav Kirchhoff em 1859, 
e desde então tem sido amplamente utilizada em diversas áreas da química e da física. A 
explicação para as cores da chama está relacionada à teoria do modelo atômico de Bohr 
(ATKINS; JONES, 2000). 
De acordo com o modelo de Bohr, os átomos são compostos por elétrons orbitando 
ao redor de um núcleo central. Cada elétron ocupa um nível de energia específico, e 
quando recebe energia suficiente, pode saltar para um nível de energia mais elevado. 
Quando o elétron retorna ao seu estado original, ele libera a energia que absorveu na 
forma de um fóton. A cor da luz emitida pelo átomo depende da quantidade de energia 
envolvida na transição do elétron. 
Assim, no teste de chama, a chama produzida pelo aquecimento da amostra contém 
átomos excitados de determinado elemento químico, que emitem luz quando voltam ao 
estado fundamental. Cada elemento emite uma cor característica, determinada pela 
diferença de energia entre os níveis de energia envolvidos na transição eletrônica. Por 
exemplo, o lítio emite uma cor vermelha, o sódio emite amarelo, e o potássio emite uma 
cor lilás. 
Além da identificação de elementos químicos, o teste de chama também é usado 
para determinar a concentração de íons metálicos em soluções, por meio da intensidade 
da cor da chama emitida. Esse método é bastante utilizado na análise química, em especial 
em análises qualitativas (CHRISTIAN; DASGUPTA; SCHUG, 1967). 
Embora o modelo atômico de Bohr tenha sido desenvolvido há mais de um século, 
ele ainda é utilizado na atualidade como uma importante ferramenta para a compreensão 
do comportamento dos átomos e moléculas. Ele foi precursor do modelo atômico atual, o 
modelo quântico, que apresenta maior complexidade e permite a análise de sistemas mais 
complexos. 
O teste de chama é uma técnica simples e útil para identificar elementos químicos 
em amostras, baseada na cor característica da chama produzida quando esses elementos 
são aquecidos. A cor da chama está relacionada à teoria do modelo atômico de Bohr 
(YANG et al., 2021). 
De acordo com o modelo de Bohr, um átomo é composto por um núcleo central, 
constituído de prótons e nêutrons, ao redor do qual giram elétrons em órbitas circulares. 
Cada órbita corresponde a um nível de energia diferente, e os elétrons só podem ocupar 
órbitas cuja energia corresponda exatamente ao seu nível. Quando um elétron recebe 
energia suficiente, ele pode saltar para uma órbita mais externa, que corresponde a um 
nível de energia mais elevado. Esse processo é chamado de excitação eletrônica. 
Quando um átomo excitado retorna ao estado fundamental, o elétron que saltou para 
um nível mais elevado perde energia na forma de um fóton. A energia do fóton emitido é 
igual à diferença de energia entre os níveis envolvidos na transição eletrônica. A cor da 
luz emitida depende, portanto, da energia do fóton, que é determinada pela diferença de 
energia entre as órbitas eletrônicas (BACCAN, 1993). 
No teste de chama, a chama produzida pelo aquecimento da amostra contém átomos 
excitados de determinado elemento químico, que emitem luz quando voltam ao estado 
fundamental. Cada elemento emite uma cor característica, determinada pela diferença de 
energia entre os níveis de energia envolvidos na transição eletrônica. Por exemplo, o lítio 
emite uma cor vermelha, o sódio emite amarelo, e o potássio emite uma cor lilás 
(HARRIS, 2011). 
Assim, a técnica do teste de chama está diretamente relacionada à teoria do modelo 
atômico de Bohr, que explica como os elétrons se movem em torno do núcleo atômico e 
como ocorrem as transições eletrônicas entre os diferentes níveis de energia. A cor da 
chama produzida pelo aquecimento de uma amostra contendo átomos de um elemento 
químico específico depende da energiados fótons emitidos pelos elétrons que retornam 
aos seus estados fundamentais, e essa energia está diretamente relacionada aos níveis de 
energia permitidos pelo modelo atômico de Bohr. 
Em resumo, o modelo atômico de Bohr é fundamental para entender o 
funcionamento do teste de chama, pois ele explica como ocorrem as transições eletrônicas 
entre os níveis de energia permitidos pelos átomos, o que determina a cor da luz emitida 
e, consequentemente, a cor da chama produzida pelo aquecimento da amostra contendo 
átomos de um determinado elemento químico. A técnica do teste de chama é uma das 
aplicações mais importantes do modelo atômico de Bohr na química analítica e no estudo 
dos elementos químicos(PESSOA et al., 2017). 
Dessa forma, o teste de chama é uma técnica bastante útil e importante na química 
analítica, e sua compreensão está diretamente ligada à teoria do modelo atômico de Bohr, 
que ainda é relevante na atualidade. 
2-OBJETIVOS 
• Associar e identificar os fundamentos da teoria atômica de Bohr através do teste 
de chama. 
• Compreender fundamentos de química qualitativa. 
• Identificar metais através de sua radiação. 
3-METODOLOGIA EXPERIMENTAL 
3.1-Reagente e Materiais 
• CoCl2; 
• CuSO4.5H2O 
• CaCl2; 
• SrCl2; 
• BaCl2; 
• KCl; 
• LiCl; 
• HCl concentrado; 
• fio de Ni-Cr ou platina 
• tubos de ensaio; 
• bico de Bunsen; 
• vidros de relógio; 
• béqueres; 
• pipetas de Pasteur. 
3.2-Procedimento Experimental 
Manuseio de bico de Bunsen 
 Acenda o bico de Bunsen e observe a combustão incompleta do gás. Abra 
gradativamente as janelas do bico de Bunsen e observe as modificações sofridas pela 
chama. Regule a altura da chama através da torneira de entrada da linha de gás. 
Teste de chama para os metais utilizando a chama do bico de Bunsen 
 Para limpar o fio de níquel-crômio, aqueça-o ao rubro na chama, mergulhando-o 
em seguida numa solução de ácido clorídrico concentrado. Repita este procedimento até 
que o fio, quando aquecido, não apresente coloração alguma na chama. 
 Coloque uma pequena porção de cada um dos sais em vidros de relógio, 
mergulhe o fio em ácido clorídrico concentrado e no sal e, em seguida, leve à chama 
oxidante do bico de Bunsen. Observe a coloração da chama. Repita este procedimento 
para cada um dos sais. 
Teste de chama para os metais utilizando a chama produzida pelo metanol 
 Coloque uma pequena porção (aproximadamente 0,5 g) de cada um dos sais 
individualmente em vidros de relógio e adicione uma pequena quantidade de metanol 
(aproximadamente 0,5 mL) com uma pipeta de Pasteur. Acenda a chama com o fósforo, 
sequencialmente. Observe as colorações de cada chama. 
4- DISCUSSÕES E CONCLUSÕES 
O bico de Bunsen é um dispositivo que produz uma chama aberta utilizada em 
diversas aplicações na química, como aquecimento de substâncias e testes de chama. 
Nesta prática, foi realizado o manuseio do bico de Bunsen com o objetivo de compreender 
o funcionamento da chama, bem como observar as modificações sofridas pela chama ao 
abrir gradativamente as janelas do bico de Bunsen e regular a altura da chama através da 
torneira de entrada da linha de gás. 
Inicialmente, o bico de Bunsen foi aceso e foi possível observar a combustão 
incompleta do gás. Em seguida, as janelas do bico foram gradativamente abertas e foi 
possível observar as modificações sofridas pela chama, como o aumento de sua 
luminosidade e a diminuição da emissão de fuligem. A altura da chama também foi 
regulada através da torneira de entrada da linha de gás. 
Em seguida, foi realizado o teste de chama para os metais utilizando a chama do 
bico de Bunsen. Para isso, o fio de níquel-crômio foi aquecido ao rubro na chama e, em 
seguida, mergulhado em uma solução de ácido clorídrico concentrado para limpeza. 
 Posteriormente, pequenas porções de cada sal foram colocadas em vidros de 
relógio e o fio foi mergulhado na solução de ácido clorídrico concentrado e no sal, em 
seguida, foi levado à chama oxidante do bico de Bunsen. Observou-se a coloração da 
chama e repetiu-se o procedimento para cada um dos sais. 
Por fim, foi realizado o teste de chama para os metais utilizando a chama produzida 
pelo metanol. Neste caso, pequenas porções de cada sal foram colocadas em vidros de 
relógio e foi adicionada uma pequena quantidade de metanol com uma pipeta de Pasteur. 
A chama foi acesa com um fósforo e foram observadas as colorações de cada chama, 
como descrito na Tabela 1 abaixo relacionada. 
O teste de chama para os metais utilizando a chama do bico de Bunsen e a chama 
produzida pelo metanol permitiu observar a coloração característica de cada metal. Essas 
colorações são resultado da excitação dos elétrons presentes na camada de valência do 
metal, que emitem luz em determinados comprimentos de onda ao retornarem ao estado 
fundamental. 
Tabela 1 – Resultados obtidos no teste de chama para diferentes elementos 
Sais Cor da chama Outras observações 
CaCl2 Vermelho vivo - 
BaCl2 Verde escuro - 
SrCl2 Vermelho escuro - 
LiCl Vermelho - 
KCl Lilás ou púrpura Nessa altura, a alça estava com impurezas de outros 
sais, foi possível observar o consumo, também, dessas 
espécies 
CuSO4 Azul esverdeado - 
CoCl2 Amarelo vivo A queima emite algumas faíscas. 
Nem todos os metais podem ser identificados com o teste de chama, uma vez que 
a cor emitida depende das transições eletrônicas específicas que ocorrem dentro dos 
átomos. Alguns metais são facilmente identificados pelo teste de chama, como o sódio 
(amarelo), o potássio (lilás), o cálcio (alaranjado), o estrôncio (vermelho) e o bário 
(verde). Outros metais, porém, não emitem cores distintas na chama ou emitem cores 
muito fracas, tornando difícil sua identificação por essa técnica. 
Além disso, a presença de contaminantes ou interferentes na amostra pode 
interferir na cor emitida pelo metal em análise, dificultando a interpretação do resultado. 
Dessa forma, embora o teste de chama possa ser aplicado a vários metais, é importante 
ressaltar que sua eficácia depende da capacidade do metal emissor de emitir cores 
distintas na chama e da ausência de contaminantes ou interferentes na amostra 
(HARRIS, 2011). 
O manuseio do bico de Bunsen e a realização do teste de chama para os metais 
permitiram compreender o funcionamento da chama e observar a coloração característica 
de cada metal. Essa técnica é amplamente utilizada na química para a identificação de 
elementos químicos presentes em uma amostra. Na Figura 1, apresentamos uma 
representação simbólica de como é o teste de chama visualmente. 
 
Figura 1 - Representação do teste de chama. Fonte: eTriplex 
Vale relacionar que o teste de chama, como mencionado é uma técnica amplamente 
utilizada na química para a identificação de elementos químicos presentes em uma 
amostra e para isso técnica se baseia no fenômeno de excitação dos elétrons presentes na 
camada de valência do metal, que emitem luz em determinados comprimentos de onda 
ao retornarem ao estado fundamental. 
O uso do metanol como fonte de chama para o teste de chama apresenta algumas 
vantagens e desvantagens em relação ao uso da chama do bico de Bunsen. Uma das 
principais vantagens do uso do metanol é que a chama produzida é mais fria do que a 
chama do bico de Bunsen, o que evita a decomposição térmica dos compostos em análise. 
Além disso, a chama produzida pelo metanol é mais estável e homogênea do que a chama 
do bico de Bunsen, o que permite uma melhor observação das cores emitidas pelos metais. 
Por outro lado, o uso do metanol apresenta algumas desvantagens. O metanol é 
altamente inflamável e tóxico, o que exige cuidados especiais em seu manuseio. Além 
disso, a chama produzida pelo metanol é menos intensa do que a chama do bico de 
Bunsen, o que pode dificultar a observação das cores emitidas pelos metais. Por fim, o 
uso do metanol pode ser mais caro do que o uso da chama do bico de Bunsen, uma vezque o metanol é um composto químico que precisa ser adquirido. 
Em resumo, o uso do metanol apresenta vantagens em relação à chama do bico de 
Bunsen, como a menor temperatura e maior estabilidade da chama, mas também 
apresenta desvantagens, como a maior inflamabilidade e toxicidade do composto, além 
da menor intensidade da chama. Cabe ao experimentador avaliar qual a melhor opção 
para sua aplicação específica (HARRIS, 2011). 
As lâmpadas a vapor de sódio apresentam uma coloração amarela característica 
devido à emissão de luz monocromática em uma estreita faixa do espectro visível. 
 
Essa emissão ocorre devido à excitação dos átomos de sódio contidos no interior da 
lâmpada, que são aquecidos a altas temperaturas e submetidos a uma corrente elétrica. Os 
elétrons dos átomos de sódio são excitados para níveis energéticos mais altos e, ao 
retornarem aos níveis de energia mais baixos, emitem fótons de luz na faixa do espectro 
visível correspondente à cor amarela. 
Além disso, a lâmpada a vapor de sódio apresenta um filtro de vidro ou quartzo que 
remove outras cores da luz emitida, deixando predominar a cor amarela. Essa 
característica é importante para aplicações em iluminação pública, como em ruas e 
avenidas, onde é necessária uma iluminação eficiente e direcionada. 
No entanto, a luz amarela das lâmpadas a vapor de sódio apresenta algumas 
desvantagens, como a distorção das cores e a dificuldade de distinguir detalhes finos, o 
que pode prejudicar atividades que dependem de boa acuidade visual, como leitura e 
atividades artísticas (SKOOG; WEST, D.; et al., 2014). 
Fundamentos que são relacionados à técnica de ampla aplicação para análises 
químicas de alta performance, a espectroscopia. Isso porque, as emissões luminosas 
podem ser analisadas pela espectroscopia, que é uma técnica utilizada para a identificação 
e quantificação de substâncias a partir da interação da radiação eletromagnética com a 
amostra. A espectroscopia é capaz de detectar as diferentes frequências de luz emitidas 
pelos elementos em resposta à excitação dos elétrons, permitindo a identificação precisa 
dos elementos presentes na amostra. Portanto, o teste de chama pode ser associado à 
espectroscopia, que é uma técnica fundamental para a análise química e física de materiais 
(LARKIN, 2018). 
Portanto, é interessante observar que o teste de chama não só pode nos dar uma 
demonstração básica do funcionamento das teorias atômicas de Bohr, como também 
como uma alusão simples para explicar os fundamentos de técnicas muito empregadas 
em ambientes industriais e laboratoriais para análises químicas. 
5-REFERÊNCIAS 
CHRISTIAN, G. D.; DASGUPTA, P. K.; SCHUG, K. A. Analytical Chemistry. 7th. 
ed. Danvers: Wiley, 1967. 
HARRIS, D. C. Explorando a Química Analítica.pdf. LTC. 
LARKIN, P. J. Basic Principles. Infrared and Raman Spectroscopy. [S.l.]: Elsevier, 
2018, p. 7–28. 
LUIZA PAGANINI MAIA, M.; BAMPI, M.; BÄR SCHUSTER, M. A 
IMPORTÂNCIA DOS LABORATÓRIOS PARA O CURSO DE ENGENHARIA 
QUÍMICA. Santa Catarina: Anais do 1o Seminário de Ensino, Pesquisa e Extensão - 
SEPE, 2020. p. 2. 
MAIA, D. J. Iniciação no Laboratório de Química. 2. ed. Campinas: Átomo, 2022. 
PESSOA, K. D. et al. A digital image method of spot tests for determination of copper 
in sugar cane spirits. Spectrochimica Acta - Part A: Molecular and Biomolecular 
Spectroscopy, 2017. v. 185, p. 310–316. Disponível em: 
<http://dx.doi.org/10.1016/j.saa.2017.05.072>. 
SKOOG, D. A.; WEST, D.; et al. Fundamentos de química analítica. 9. ed. São 
Paulo: Cengage Learning, 2014. 
______; WEST, D. M.; et al. Fundamental of Analytical Chemistry. 9th. ed. 
Belmont: Cengage Learning, 2014. 
SMITH, J. M.; NESS, H. C. Van; ABBOTT, M. M. Introdução à Termodinâmica da 
Engenharia Química. LTC. 
YANG, C. et al. Chemiluminescence Sensor Based on Composite Functional Nucleic 
Acid for Detection of Ochratoxin A in Wine. Chinese Journal of Analytical 
Chemistry, 2021. v. 49, n. 4, p. 496–503. 
 
 
UNIVERSIDADE DE UBERABA 
PRÁTICA EXPERIMENTAL DE QUÍMICA I - 908118 
LORRANNE MARINS GONÇALVES - 1172455-1 
MARCOS CÉSAR DE OLIVEIRA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO PRÁTICA 3/4 
CÁLCULO E PREPARO DE SOLUÇÕES A PARTIR DE UM SOLUTO 
SÓLIDO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PATOS DE MINAS - 06/05/023 
 
 
1-INTRODUÇÃO 
A preparação de soluções é uma técnica comum em muitas áreas da química, 
incluindo análises químicas, bioquímica e pesquisa farmacêutica. A preparação adequada 
de soluções a partir de sólidos é fundamental para obter resultados precisos e confiáveis. 
O processo de preparação de soluções requer cuidados especiais para evitar erros e 
garantir a precisão e a exatidão das medidas. Neste relatório, serão abordados os cuidados 
necessários para a preparação de soluções a partir de sólidos, considerando os principais 
erros que podem ocorrer durante o processo e as medidas para evitá-los (MAIA, 2022). 
Cuidados no preparo de soluções a partir de sólidos 
Ao preparar soluções a partir de sólidos, é necessário ter em mente que as medições 
precisam ser realizadas com a maior precisão possível para obter resultados confiáveis. 
Além disso, é necessário tomar precauções para evitar contaminação da solução, que pode 
levar a erros de medida (MAIA, 2022).Um dos principais cuidados que deve ser tomado 
é a escolha adequada do solvente. O solvente escolhido deve ser compatível com o soluto 
e deve ser capaz de dissolver completamente o sólido. A escolha do solvente também 
deve levar em conta outras propriedades, como a toxicidade e o ponto de ebulição. 
Recomenda-se sempre utilizar solventes de alta pureza, preferencialmente solventes grau 
HPLC (cromatografia líquida de alta eficiência), para minimizar a contaminação 
(SKOOG; WEST, D. M.; et al., 2014). 
Outro cuidado importante é a pesagem precisa do sólido. A balança utilizada deve 
ser calibrada regularmente e os recipientes devem ser limpos e secos antes da pesagem. 
É importante também utilizar o tipo correto de recipiente, como vidros de relógio, e evitar 
o contato com as mãos ou com outras superfícies, que podem contaminar o sólido. 
Durante a dissolução, é necessário agitar a solução de forma adequada para garantir 
a dissolução completa do sólido. Recomenda-se utilizar agitação magnética com a 
temperatura controlada para garantir uma dissolução uniforme (LUIZA PAGANINI 
MAIA; BAMPI; BÄR SCHUSTER, 2020). 
Finalmente, a solução deve ser filtrada para remover quaisquer impurezas que 
possam estar presentes. É recomendável utilizar filtros de membrana ou papel de filtro de 
alta qualidade para garantir a eficácia da filtragem. 
Tipos de misturas 
As misturas podem ser classificadas em homogêneas e heterogêneas. As misturas 
homogêneas são aquelas em que os componentes estão uniformemente distribuídos na 
mistura, como é o caso das soluções. Já as misturas heterogêneas são aquelas em que os 
componentes não estão uniformemente distribuídos, como é o caso das suspensões e 
emulsões (SOLOMONS et al., 2013). 
Importância da pureza de reagentes para o preparo de soluções 
A pureza dos reagentes utilizados no preparo de soluções é fundamental para 
garantir a exatidão e precisão das medidas. Reagentes impuros podem levar a erros de 
medida e à contaminação da solução, o que pode afetar os resultados e a validade das 
análises. 
A pureza dos reagentes pode ser avaliada por meio de técnicas analíticas, como 
cromatografia, espectroscopia e titulação. Recomenda-se sempre utilizar reagentes de alta 
pureza, preferencialmente grau HPLC (cromatografia líquida de alta eficiência), para 
minimizar a contaminação e garantir a qualidade dos resultados. 
Além disso, é importante armazenar os reagentes corretamente, de acordo com as 
instruções do fabricante, para evitar a degradação e a contaminação. É recomendável 
armazenar os reagentesem local seco, fresco e protegido da luz. 
A pureza dos reagentes utilizados no preparo de soluções é fundamental para 
garantir a exatidão e precisão das medidas. A utilização de reagentes impuros pode levar 
a erros de medida e à contaminação da solução, o que pode afetar os resultados e a 
validade das análises. Por isso, é importante utilizar reagentes de alta pureza e armazená-
los corretamente para garantir a qualidade dos resultados (ABNT, 2017). 
Cálculos comuns no preparo de soluções 
Expressar a concentração de uma solução é sempre necessário, para se relacionar a 
quantidade de soluto no solvente ou na solução. 
 Concentração: quantidade de soluto
quantidade de solução
 Equação 1 
As principais formas de expressar essas concentrações são: 
Concentração Comum ou g/L: 
Relaciona a massa em gramas do soluto e o volume, em litros, da solução. 
 Concentração: massa de soluto (g)
Volume de solução (L) Equação 2 
Ex: Solução aquosa de NaOH 40 g/L, significa que há 40 g do soluto NaOH em um litro 
da solução. 
Concentração em Quantidade de Matéria (mol/L): 
É a forma mais usual dos químicos expressarem as concentrações das soluções. Indica a 
relação entre o nº de mols do soluto e o volume da solução em litros. 
 Concentração: mols de soluto
Volume de solução (L) Equação 2 
Ex: Solução 0,5 mol/L de HCl, significa que há 0,5 mol de ácido clorídrico em cada litro 
de solução. 
Percentagem em Massa/Volume (% m/v): 
Solução aquosa de NaOH 10% (m/v) significa que há 10 gramas do soluto em 100 mL da 
solução. 
Percentagem em Volume (% v/v): 
Solução aquosa de Etanol 10% (v/v) significa que há 10 mL do soluto em 100 mL da 
solução. 
O preparo de soluções a partir de sólidos é uma técnica fundamental em muitas 
áreas da química. No entanto, é importante tomar cuidados especiais durante o processo 
para evitar erros e garantir resultados precisos e confiáveis. A escolha adequada do 
solvente, a pesagem precisa do sólido, a dissolução adequada e a filtragem são alguns dos 
cuidados que devem ser tomados para obter resultados confiáveis. A adoção dessas 
medidas é fundamental para garantir a qualidade dos resultados e a validade das análises 
(HARRIS, 2011). 
2-OBJETIVOS 
• Preparo de diferentes tipos de soluções a partir de um reagente sólido. 
3-METODOLOGIA EXPERIMENTAL 
3.1-Reagente e Materiais 
• Espátula 
• Bastão de vidro 
• Copo de Becker 
• Funil 
• Balão volumétrico 
• Vidro de relógio 
• Bureta volumétrica de 50 mL 
• NaCl 
• KMnO4 
• CuSO4 
3.2-Procedimento Experimental 
Manuseio de bico de Bunsen 
• Preparar 100 mL uma solução aquosa de concentração de NaCl de concentração 
1,6 g/L. 
• Preparar 50 mL de uma solução aquosa de concentração de KMnO4 de 
concentração 0,5 mol/L. 
• Preparar 50 mL de uma solução aquosa de concentração de CuSO4 de 
concentração 15 % (m/v). 
4- DISCUSSÕES E CONCLUSÕES 
Primeiro, para preparar 100 mL de uma solução aquosa de NaCl com concentração de 1,6 
g/L, é necessário calcular a quantidade de sal que deve ser adicionada à água. 
A fórmula para calcular a concentração (C), como descrito na equação 1, é: 
C = m / V 
Onde: 
C = concentração em g/L m = massa do soluto em gramas V = volume da solução em 
litros 
Para preparar 100 mL de uma solução com concentração de 1,6 g/L, precisamos 
determinar a massa de NaCl que deve ser dissolvida em 100 mL de água. Assim: 
C = 1,6 g/L V = 0,1 L 
m = C x V m = 1,6 g/L x 0,1 L m = 0,16 g 
Portanto, para preparar 100 mL de uma solução de NaCl com concentração de 1,6 g/L, é 
necessário dissolver 0,16 g de NaCl em água destilada. 
Para a realização dos procedimentos de preparo, foram usados os seguintes instrumentos 
e vidrarias: 
• Balança analítica 
• Béquer de 250 mL 
• Vidro de relógio 
• Pipeta volumétrica de 10 mL 
• Proveta de 100 mL 
• Água destilada 
• NaCl de grau analítico 
E foi seguido o seguinte protocolo para preparo da solução: 
1. Pese 0,16 g de NaCl em um vidro de relógio, utilizando uma balança analítica. 
2. Transfira o NaCl para um béquer de 250 mL. 
3. Adicione cerca de 50 mL de água destilada no béquer e agite até que todo o NaCl 
seja dissolvido. 
4. Adicione mais água destilada até completar 100 mL, agitando a solução para 
homogeneizar. 
5. Transfira a solução para uma proveta de 100 mL. 
6. Utilizando uma pipeta volumétrica de 10 mL, retire uma alíquota da solução e 
transfira para um erlenmeyer ou outro recipiente apropriado para análises. 
A solução de NaCl com concentração de 1,6 g/L está pronta para uso. 
Em um segundo momento, para preparar 50 mL de uma solução aquosa de KMnO4 com 
concentração de 0,5 mol/L, é necessário calcular a quantidade de sal que deve ser 
adicionada à água. 
A fórmula para calcular a concentração (C) molar, como descreve a equação 2, é: 
C = n / V 
Onde: 
C = concentração em mol/L n = número de mols do soluto V = volume da solução em 
litros 
Para preparar 50 mL de uma solução com concentração de 0,5 mol/L, precisamos 
determinar o número de mols de KMnO4 que devem ser dissolvidos em 50 mL de água. 
Assim: 
C = 0,5 mol/L V = 0,05 L 
n = C x V n = 0,5 mol/L x 0,05 L n = 0,025 mol 
Portanto, para preparar 50 mL de uma solução de KMnO4 com concentração de 0,5 mol/L, 
é necessário dissolver 0,025 mol de KMnO4 em água destilada. 
Materiais necessários: 
• Balança analítica 
• Béquer de 250 mL 
• Vidro de relógio 
• Pipeta volumétrica de 10 mL 
• Proveta de 50 mL 
• Água destilada 
• KMnO4 de grau analítico 
Para o preparo da solução, foram seguidas as seguintes etapas 
1. Pese 0,025 mol de KMnO4 em um vidro de relógio, utilizando uma balança 
analítica. 
2. Transfira o KMnO4 para um béquer de 250 mL. 
3. Adicione cerca de 20 mL de água destilada no béquer e agite até que todo o 
KMnO4 seja dissolvido. 
4. Adicione mais água destilada até completar 50 mL, agitando a solução para 
homogeneizar. 
5. Transfira a solução para uma proveta de 50 mL. 
6. Utilizando uma pipeta volumétrica de 10 mL, retire uma alíquota da solução e 
transfira para outro recipiente apropriado para análises. 
A solução de KMnO4 com concentração de 0,5 mol/L está pronta para uso. 
Por fim, para preparar 50 mL de uma solução aquosa de CuSO4 com concentração de 
15% (m/v), é necessário calcular a quantidade de sal que deve ser adicionada à água. A 
fórmula para calcular a concentração (C) em percentual (m/v) é usada a seguinte 
relação: 
C = (m/V) x 100% 
Onde: 
C = concentração em % (m/v) m = massa do soluto em gramas V = volume da solução 
em mililitros 
Para preparar 50 mL de uma solução com concentração de 15% (m/v), precisamos 
determinar a massa de CuSO4 que deve ser dissolvida em 50 mL de água. Assim: 
C = 15% (m/v) V = 50 mL 
m = (C x V) / 100% m = (15 x 50) / 100% m = 7,5 g 
Portanto, para preparar 50 mL de uma solução de CuSO4 com concentração de 15% 
(m/v), é necessário dissolver 7,5 g de CuSO4 em água destilada. 
Para isso, iremos usar: 
• Balança analítica 
• Béquer de 250 mL 
• Vidro de relógio 
• Pipeta volumétrica de 10 mL 
• Proveta de 50 mL 
• Água destilada 
• CuSO4.5H2O de grau analítico 
E o preparo da solução será feito seguindo os seguintes passos: 
1. Pese 7,5 g de CuSO4.5H2O em um vidro de relógio, utilizando uma balança 
analítica. 
2. Transfira o CuSO4 para um béquer de 250 mL. 
3. Adicione cerca de 20 mL de água destilada no béquer e agite até que todo o 
CuSO4 seja dissolvido. 
4. Adicione mais água destilada até completar 50 mL, agitando a solução para 
homogeneizar. 
5. Transfira a solução para uma proveta de 50 mL. 
6. Utilizando uma pipeta volumétrica de 10 mL, retire uma alíquota da solução e 
transfira para outro recipiente apropriado para análises. 
A solução de CuSO4 com concentração de 15% (m/v) está pronta para uso. 
É importante ressaltar que, para obter resultados precisos e confiáveis, é necessário 
utilizar vidrarias limpas e secas e realizar o procedimento com cuidado, seguindo as boas 
práticas de laboratório.Além disso, a depender da utilização das soluções preparadas, é 
recomendável conferir a concentração das solução preparada por meio de análises 
adicionais, como titulação ou espectroscopia. 
5-REFERÊNCIAS 
ASSOCIAÇÃO BRASILEIRA DE NORMAS TÉCNICAS. NBR ISO/IEC 17025: 
Requisitos gerais para competência de laboratórios de ensaio e calibração. Rio de 
Janeiro: ABNT, 2017. 
CHRISTIAN, G. D.; DASGUPTA, P. K.; SCHUG, K. A. Analytical Chemistry. 7th. 
ed. Danvers: Wiley, 1967. 
HARRIS, D. C. Explorando a Química Analítica.pdf. LTC. 
LARKIN, P. J. Basic Principles. Infrared and Raman Spectroscopy. [S.l.]: Elsevier, 
2018, p. 7–28. 
LUIZA PAGANINI MAIA, M.; BAMPI, M.; BÄR SCHUSTER, M. A 
IMPORTÂNCIA DOS LABORATÓRIOS PARA O CURSO DE ENGENHARIA 
QUÍMICA. Santa Catarina: Anais do 1o Seminário de Ensino, Pesquisa e Extensão - 
SEPE, 2020. p. 2. 
MAIA, D. J. Iniciação no Laboratório de Química. 2. ed. Campinas: Átomo, 2022. 
PESSOA, K. D. et al. A digital image method of spot tests for determination of copper 
in sugar cane spirits. Spectrochimica Acta - Part A: Molecular and Biomolecular 
Spectroscopy, 2017. v. 185, p. 310–316. Disponível em: 
<http://dx.doi.org/10.1016/j.saa.2017.05.072>. 
SKOOG, D. A.; WEST, D.; et al. Fundamentos de química analítica. 9. ed. São 
Paulo: Cengage Learning, 2014. 
______; WEST, D. M.; et al. Fundamental of Analytical Chemistry. 9th. ed. 
Belmont: Cengage Learning, 2014. 
SMITH, J. M.; NESS, H. C. Van; ABBOTT, M. M. Introdução à Termodinâmica da 
Engenharia Química. LTC. 
YANG, C. et al. Chemiluminescence Sensor Based on Composite Functional Nucleic 
Acid for Detection of Ochratoxin A in Wine. Chinese Journal of Analytical 
Chemistry, 2021. v. 49, n. 4, p. 496–503. 
 
 
UNIVERSIDADE DE UBERABA 
PRÁTICA EXPERIMENTAL DE QUÍMICA I - 908118 
LORRANNE MARINS GONÇALVES - 1172455-1 
MARCOS CÉSAR DE OLIVEIRA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO PRÁTICA 4/4 
CÁLCULO E PREPARO DE SOLUÇÕES A PARTIR DE UM SOLUTO 
LÍQUIDO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PATOS DE MINAS - 06/05/023 
 
 
1-INTRODUÇÃO 
Para preparar uma solução a partir de reagentes líquidos, é necessário pesar ou 
medir cuidadosamente a quantidade necessária do reagente e dissolvê-lo em um solvente 
adequado até que a concentração desejada seja atingida. O solvente mais comum é a água, 
mas em alguns casos, outros solventes, como álcool ou acetona, podem ser utilizados 
(BACCAN, 1993). 
O preparo de soluções deve ser feito com muito cuidado, seguindo as instruções 
precisas e evitando erros. Algumas precauções importantes incluem usar equipamentos 
limpos e secos, evitar contaminação cruzada entre reagentes, e garantir a precisão das 
medidas feitas com pipetas e balanças. É importante também tomar cuidado com 
reagentes tóxicos ou inflamáveis, e utilizar equipamentos de proteção individual 
adequados, como luvas, óculos de proteção e jalecos (HARRIS, 2011). 
Para garantir a precisão das soluções preparadas, é importante padronizar os 
reagentes utilizados. Isso significa verificar a concentração exata do reagente através de 
uma titulação com um reagente padrão. O reagente padrão deve ser de alta pureza e 
concentração conhecida. Uma vez que a concentração exata do reagente é determinada, 
pode-se utilizar a solução preparada para outras análises com confiança (SKOOG; WEST, 
D.; et al., 2014). 
Soluções preparadas a partir de reagentes líquidos são utilizadas em muitas áreas, 
incluindo química, biologia, medicina e engenharia. Alguns exemplos de uso incluem a 
preparação de soluções tampão para manter um pH constante em experimentos, soluções 
de reagentes para análises químicas, soluções de reagentes para a síntese de compostos 
orgânicos, e soluções de reagentes para a cultura de células em laboratórios de biologia. 
É importante lembrar que a qualidade da solução preparada pode afetar diretamente o 
resultado de um experimento ou análise, por isso é importante seguir cuidadosamente as 
instruções e tomar todas as precauções necessárias (SOLLOMONS et al, 2013). 
Misturas heterogêneas grosseiras ou suspensões 
São constituídas por mais de uma fase, sendo que as partículas podem ser grandes 
aglomerados de átomos, moléculas ou íons, com tamanho médio maior que 100 nm, 
visíveis a olho nu ou ao microscópio óptico, que se sedimentam espontaneamente ou 
numa centrífuga comum, separadas por filtração simples como, por exemplo: as misturas 
de água e areia, água de café, poeira no ar etc. 
 
Misturas heterogêneas coloidais ou coloides 
São formadas em geral por duas fases em que as partículas dispersas são 
constituídas por aglomerados de átomos, íons ou moléculas de tamanho médio entre 1 e 
100 nm, visíveis apenas ao ultramicroscópio, que se sedimentam em ultracentrífugas e 
separam-se por ultrafiltração, como por exemplo: geleia, gelatina, maionese, água e 
amido, aerossóis etc. 
 
Misturas homogêneas ou soluções 
São sempre unifásicas, sendo que as partículas dispersas são constituídas por 
átomos, íons ou moléculas de tamanho médio até 1 nm, não podendo serem visualizadas 
ao ultramicroscópio, sedimentadas ao ultracentrifugador ou separadas por ultrafiltração. 
São exemplos de soluções: ouro 18 quilates, água do mar, água potável, álcool 
combustível e hidratado, ar atmosférico não poluído. 
Em uma solução temos basicamente dois tipos de espécie químicas, que podem ser 
classificadas em: 
Soluto: parte dispersa: é geralmente o componente em menor proporção (pode haver mais 
de um soluto na solução). 
Solvente: parte dispersante: é em geral o componente em maior proporção na solução. 
 
Outras formas de classificação de soluções 
As soluções podem ser classificadas quanto à natureza do soluto em: 
Não eletrolíticas ou moleculares: apresentam moléculas dispersas e não conduzem a 
corrente elétrica. 
Eletrolíticas ou iônicas: apresentam íons dispersos e conduzem a corrente elétrica. 
Já quanto à relação soluto/solução pode-se classificar em: 
Concentradas: apresentam grande proporção de soluto em relação à solução. 
Diluídas: apresentam pequena proporção de soluto em relação à solução. São 
consideradas diluídas as soluções de concentração até 0,1 mol/L. 
 
Tipos de concentrações de soluções 
Expressar a concentração de uma solução é sempre necessário, para se relacionar a 
quantidade de soluto no solvente ou na solução. 
 
Concentração =
quantidade de soluto
quantidade de solução
 
Equação 3 
As principais formas de expressar essas concentrações são: 
 
Concentração comum ou g/L: 
Relaciona a massa em gramas do soluto e o volume, em litros, da solução. 
 
 
Concentração =
massa de soluto (g)
volume de solução (L)
 
Equação 4 
Ex. Solução aquosa de NaOH 40 g/L, significa que há 40 g do soluto NaOH em um 
litro da solução. 
 
Concentração em quantidade de matéria(mol/L): 
É a forma mais usual dos químicos expressarem as concentrações das soluções. 
Indica a relação entre o nº de mols do soluto e o volume da solução em litros. 
 
Concentração =
mols de soluto
volume de solução (L)
 
Equação 5 
Ex. Solução 0,5 mol/L de HCl, significa que há 0,5 mol de ácido clorídrico em cada 
litro de solução. 
 
Percentagem em massa/volume (% m;/v): 
Solução aquosa de NaOH 10 % (m/v) significa que há 10 gramas do soluto em 100 
mL da solução. 
 
Percentagem volume/volume (% v/v): 
Solução aquosa de Etanol 10 % (v/v) significa que há 10 mL do soluto em 100 mL 
da solução. 
Por fim, vale ressaltar que a metodologia criteriosa no preparo de soluções a partir 
de líquidos é de extrema importância para A maioria dos experimentos e análises em 
química, biologia, medicina e engenharia envolve a utilização de soluções preparadas a 
partir de reagentes líquidos. Portanto, a habilidade de preparar soluções com precisão é 
fundamental para a realização dessas atividades. 
Fazer soluções a partir de reagentes líquidos exigeo uso de habilidades 
matemáticas, como cálculo de concentrações e conversões de unidades. Essas habilidades 
são úteis em várias outras áreas, desde a resolução de problemas cotidianos até o 
desempenho de atividades profissionais. 
A preparação de soluções a partir de reagentes líquidos requer o uso de técnicas 
laboratoriais, como pesagem e pipetagem, que são fundamentais para a prática científica. 
O desenvolvimento dessas habilidades é útil tanto para aqueles que desejam seguir 
carreiras em ciência quanto para aqueles que desejam adquirir conhecimentos práticos 
em laboratórios. 
A padronização de reagentes é uma etapa importante no processo de preparação de 
soluções. Aprender a padronizar reagentes é importante para garantir a precisão das 
soluções e evitar erros em experimentos e análises. 
O conhecimento sobre a preparação de soluções a partir de reagentes líquidos é útil 
na compreensão de conceitos importantes em química e outras áreas relacionadas, como 
a estequiometria e a cinética química. 
Em resumo, aprender a fazer soluções a partir de reagentes líquidos é importante 
para desenvolver habilidades práticas e teóricas relevantes em diversas áreas, além de ser 
fundamental para a realização de experimentos e análises em laboratórios. 
2-OBJETIVOS 
• Preparo de diferentes tipos de soluções a partir de um reagente líquido. 
 
3-METODOLOGIA EXPERIMENTAL 
3.1-Reagente e Materiais 
• 2 balões volumétricos de 100 mL 
• 1 balão volumétrico de 50 mL 
• Pera 
• Pipetas 
• NH4OH P.A. 
• HCl P.A. 
• Pipeta de pauster 
3.2-Procedimento Experimental 
• Realizar os cálculos para preparar 100 mL de uma solução de NH4OH 0,1 mol/L. 
Dados: MM = 35 g/mol 
 Densidade = 0,88 g/mL 
 Teor = verificar no frasco 
• Realizar os cálculos para preparar 50 mL de uma solução de HCl 0,2 mol/L. 
Dados: MM = 36,5 g/mol 
 Densidade = 1,18 g/mL 
 Teor 37% 
• Realizar os cálculos para preparar 100 mL de uma solução de HCl 0,05 mol/L a 
partir da diluição da solução de HCl 0,2 mol/L. 
 
4- DISCUSSÕES E CONCLUSÕES 
O preparo de soluções a partir de um líquido é uma prática cotidiana extremamente 
importante para laboratórios de química e biologia. A metodologia criteriosa, cuidado e 
atenção nessa etapa são imprescindíveis para sua execução adequada, e para o sucesso no 
preparo de soluções que são usadas com as mais diversas finalidades em um laboratório. 
Deste modo, vale lembrar que o preparo dessas soluções pode influenciar enormemente 
na precisão e exatidão dos experimentos e avaliações que serão realizadas posteriormente 
com as soluções produzidas (MAIA, 2022). 
Para preparar 100 mL de uma solução de NH4OH 0,1 mol/L, 
considerando a densidade de 0,88 g/mL e o teor a ser verificado no frasco, siga os 
passos abaixo: 
1. Determine a massa molar do NH4OH: 
• NH4OH é composto de um átomo de nitrogênio (N) com massa molar de 14 
g/mol, quatro átomos de hidrogênio (H) com massa molar de 1 g/mol cada, e um átomo 
de oxigênio (O) com massa molar de 16 g/mol. 
• Portanto, a massa molar do NH4OH é de 14 + (4 x 1) + 16 = 35 g/mol. 
2. Calcule a massa de NH4OH necessária para preparar 100 mL de uma solução 
0,1 mol/L: 
• A concentração de NH4OH desejada é de 0,1 mol/L, o que significa que 0,1 mol 
de NH4OH é necessário para cada litro de solução. 
• Como estamos preparando 100 mL de solução, precisamos de 0,01 mol de 
NH4OH. 
• A massa de NH4OH necessária pode ser calculada usando a fórmula: 
massa = mol x MM 
Substituindo os valores, temos: 
massa = 0,01 mol x 35 g/mol massa = 0,35 g 
Portanto, 0,35 g de NH4OH são necessários para preparar 100 mL de solução. 
3. Meça a massa necessária de NH4OH com uma balança analítica e transfira-o 
para um balão volumétrico de 100 mL. 
4. Adicione água destilada no balão volumétrico até o volume final de 100 mL. 
Certifique-se de que o menisco da solução esteja na marca do balão. 
5. Misture bem a solução por agitação cuidadosa. 
Para confirmar a concentração da solução, podemos calcular a concentração real a 
partir da massa de NH4OH usada e do volume final da solução. 
• massa de NH4OH usado = 0,35 g 
• volume final = 100 mL = 0,1 L 
Primeiro, precisamos converter a massa de NH4OH em moles: 
moles de NH4OH = massa / MM 
Substituindo os valores, temos: 
moles de NH4OH = 0,35 g / 35 g/mol moles de NH4OH = 0,01 mol 
Agora, podemos calcular a concentração real da solução: 
concentração real = moles de NH4OH / volume final 
Substituindo os valores, temos: 
concentração real = 0,01 mol / 0,1 L concentração real = 0,1 mol/L 
Portanto, a concentração real da solução de NH4OH preparada é de 0,1 mol/L, o 
que está dentro da faixa desejada. 
Para este procedimento, as vidrarias necessárias incluem uma balança analítica, 
um balão volumétrico de 100 mL e uma proveta ou pipeta graduada para medir a água 
destilada. Os reagentes necessários são NH4OH e água destilada. É importante verificar 
o teor 
É importante verificar o teor do NH4OH no frasco antes de preparar a solução, 
pois o teor indica a concentração real do reagente e pode ser diferente do valor nominal. 
O teor geralmente é indicado em porcentagem (%), e pode ser encontrado no rótulo do 
frasco ou na ficha técnica do fabricante. Para o cálculo da massa necessária de NH4OH, 
é importante utilizar o valor do teor para obter uma concentração mais precisa da 
solução preparada. 
O preparo de ácido clorídrico HCl 0,2 mol/L, considerando a densidade de 1,18 
g/mL e o teor de 37%, é preciso realizarmos cálculos para a padronização da solução de 
origem. Isso porque, o teor é referente à concentração do soluto presente na solução a 
partir da qual iremos pipetar o HCl. É interessante observar que raramente soluções 
líquidas ácidas possuem teor 100% e isso se deve principalmente à forma de extração e 
produção dessas solução, deste modo, primeiro, vamos determinar a massa de HCl 
necessário para preparar 1 litro de solução usando a equação: 
Massa = (concentração x volume x massa molar) / pureza 
• concentração = 0,2 mol/L 
• volume = 1 L 
• massa molar do HCl = 36,5 g/mol 
• pureza = 37% 
Substituindo os valores, temos: 
Massa = (0,2 mol/L x 1 L x 36,5 g/mol) / 0,37 massa = 18,64 g 
Portanto, 18,64 g de HCl são necessários para preparar 1 litro de solução. Para dar 
continuidade, pode-se utilizar o seguinte protocolo: 
2. Meça a massa necessária de HCl com uma balança analítica e transfira-o para 
um balão volumétrico de 1 litro. 
3. Adicione água destilada no balão volumétrico até o volume final. Certifique-se 
de que o menisco da solução esteja na marca do balão. 
4. Misture bem a solução por agitação cuidadosa. 
Para confirmar a concentração da solução, podemos calcular a concentração real a 
partir da massa de HCl usada e do volume final da solução. 
• massa de HCl usado = 18,64 g 
• volume final = 1 L 
Primeiro, precisamos converter a massa de HCl em moles: 
Moles de HCl = Massa / Massa molar 
Substituindo os valores, temos: 
Moles de HCl = 18,64 g / 36,5 g/mol moles de HCl = 0,510 mol 
Agora, podemos calcular a concentração real da solução: 
Concentração real = moles de HCl / volume final 
Substituindo os valores, temos: 
Concentração real = 0,510 mol / 1 L concentração real = 0,510 mol/L 
Portanto, a concentração real da solução de HCl preparada é de 0,510 mol/L, o 
que está dentro da faixa desejada de 0,2 mol/L. 
Para o preparo de 100 mL de uma solução de HCl 0,05 mol/L a partir da diluição 
da solução de HCl 0,2 mol/L previamente preparada, são necessários os seguintes 
materiais: 
• Balão volumétrico de 100 mL 
• Pipeta volumétrica de 20 mL 
• Bureta 
• Água destilada 
• Solução de HCl 0,2 mol/L 
Os reagentes necessários são água destilada e a solução de HCl 0,2 mol/L. 
Para que a solução de HCl 0,05 mol/L seja produzida adequadamente, as seguintes etapas 
podem ser seguidas: 
1. Realizar a limpeza e secar completamente o balão volumétrico e a pipeta 
volumétrica. 
2. Utilizandoa pipeta volumétrica, adicione 20 mL da solução de HCl 0,2 mol/L no 
balão volumétrico. 
3. Complete o volume até a marca do balão com água destilada. Certifique-se de que 
o menisco da solução esteja na marca do balão. 
4. Misture bem a solução por agitação cuidadosa. 
Agora, para calcular a concentração da nova solução, utilizamos a equação da diluição: 
C1V1 = C2V2 
Onde: 
• C1 é a concentração da solução original (0,2 mol/L) 
• V1 é o volume da solução original (20 mL) 
• C2 é a concentração da nova solução (0,05 mol/L) 
• V2 é o volume da nova solução (100 mL) 
Substituindo os valores na equação, temos: 
0,2 mol/L x 20 mL = 0,05 mol/L x 100 mL 
4 = 5 
Portanto, é necessário diluir 20 mL da solução de HCl 0,2 mol/L para obter 100 mL 
de uma solução de HCl 0,05 mol/L. 
Para todas as etapas importante seguir as precauções necessárias ao manusear 
soluções de HCl, como o uso de equipamentos de proteção individual, como luvas e 
óculos de proteção, além de trabalhar em uma capela de exaustão de gases, ou pelo menos 
em uma área bem ventilada, uma vez que se trata de um ácido que libera muitos gases em 
contato com a atmosfera. 
Por fim, vale ressaltar que de modo geral, o preparo de soluções, realização de 
testes, e qualquer outro experimento em laboratório de química requerem muita atenção 
e cuidado do químico que está executando o experimento, é imprescindível o uso de 
material de proteção pessoal, o cuidado com os reagentes, com a pureza dos mesmos e 
com a exatidão nas medidas e cálculos para a realização das medidas, com a limpeza, e 
com a manipulação e manutenção de equipamentos. 
5-REFERÊNCIAS 
CHRISTIAN, G. D.; DASGUPTA, P. K.; SCHUG, K. A. Analytical Chemistry. 7th. 
ed. Danvers: Wiley, 1967. 
HARRIS, D. C. Explorando a Química Analítica.pdf. LTC. 
LARKIN, P. J. Basic Principles. Infrared and Raman Spectroscopy. [S.l.]: Elsevier, 
2018, p. 7–28. 
LUIZA PAGANINI MAIA, M.; BAMPI, M.; BÄR SCHUSTER, M. A 
IMPORTÂNCIA DOS LABORATÓRIOS PARA O CURSO DE ENGENHARIA 
QUÍMICA. Santa Catarina: Anais do 1o Seminário de Ensino, Pesquisa e Extensão - 
SEPE, 2020. p. 2. 
MAIA, D. J. Iniciação no Laboratório de Química. 2. ed. Campinas: Átomo, 2022. 
PESSOA, K. D. et al. A digital image method of spot tests for determination of copper 
in sugar cane spirits. Spectrochimica Acta - Part A: Molecular and Biomolecular 
Spectroscopy, 2017. v. 185, p. 310–316. Disponível em: 
<http://dx.doi.org/10.1016/j.saa.2017.05.072>. 
SKOOG, D. A.; WEST, D.; et al. Fundamentos de química analítica. 9. ed. São 
Paulo: Cengage Learning, 2014. 
______; WEST, D. M.; et al. Fundamental of Analytical Chemistry. 9th. ed. 
Belmont: Cengage Learning, 2014. 
SMITH, J. M.; NESS, H. C. Van; ABBOTT, M. M. Introdução à Termodinâmica da 
Engenharia Química. LTC. 
YANG, C. et al. Chemiluminescence Sensor Based on Composite Functional Nucleic 
Acid for Detection of Ochratoxin A in Wine. Chinese Journal of Analytical 
Chemistry, 2021. v. 49, n. 4, p. 496–503.