Normas de Segurança

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Felipe Xavier, L.Ed 
pepysolid@gmail.com 
pepysolid.blogspot.com 
Dili, 2014 
 
mailto:pepysolid@gmail.com
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NORMAS DE SEGURANÇA NO LABORATÓRIO 
Trabalhos em laboratório químico necessariamente envolvem um grau de risco 
e acidentes podem acontecer. Observar as seguintes regras pode amenizar ou 
mesmo prevenir acidentes. 
1) Fora do laboratório verifique a localização mais próxima dos extintores de 
incêndio, lavadores de olhos e chuveiros. Informe-se sobre o uso adequado e 
específico de cada.um e não hesite em utilizá-los se houver necessidade. 
2) A probabilidade de ocorrer acidentes exige que óculos de proteção sejam 
utilizados durante todo o tempo de permanência no laboratório. Óculos 
prescritos regularmente não são substitutos adequados para os protetores de 
olhos. Lentes de contato nunca deverão ser utilizadas no laboratório porque os 
vapores poderão reagir com as mesmas e ter um efeito maléfico sobre seus 
olhos. 
3) A maioria dos produtos químicos no laboratório é tóxica, alguns muito tóxicos 
e outros em concentrações elevadas-como soluções concentradas de ácidos e 
bases são corrosivas. Evite contato destas soluções com sua pele. Na 
eventualidade de um contato destas soluções, lave imediatamente a parte 
afetada com água em abundância. Se uma solução corrosiva respingar sobre 
sua roupa, retire-a imediatamente. Tempo é essencial! 
4) Nunca realize uma experiência não autorizada. 
5) Nunca trabalhe sozinho no laboratório, esteja seguro que alguém esteja por 
perto. 
6) Nunca traga comidas ou bebidas para o laboratório. Não beba líquidos com 
vidrarias de laboratório. Não fume. Sempre utilize bulbos "peras" para colocar 
líquido dentro de uma pipeta. Nunca use a boca para realizar sucção. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO I 
PREPARAÇÃO DE SOLUÇÃO 
 
A. Objetivos 
 Realizar cálculos envolvendo quantidades de soluto e de solvente 
necessárias para o preparo de soluções de ácidos e bases fortes; 
 Utilizar vidraria apropriada para o preparo de soluções-padrão. 
 
B. Fundamentos teóricos 
Uma solução, no sentido amplo, é uma dispersão homogênea de duas ou 
mais substâncias moleculares ou iônicas. No âmbito mais restrito, as dispersões 
que apresentam as partículas do disperso (soluto) com um diâmetro inferior a 
10 Å são denominadas soluções. Quando este diâmetro situa-se entre 10 e 1000 
Å, temos dispersões coloidais. Exemplos de dispersões coloidais são gelatina, 
goma arábica, dispersões de proteínas (como de albumina bovina), fumaça, 
entre outros. Quando as partículas do disperso possuem diâmetro superior a 
1000 Å, temos dispersões grosseiras. Por exemplo, o "leite de magnésia" 
constitui uma dispersão grosseira de partículas de hidróxido de magnésio 
(aglomerados de íons Mg2+ e OH-) em água. 
 Classificação das soluções com relação à quantidade de soluto 
dissolvido: As soluções podem ser insaturadas, saturadas ou 
supersaturadas, de acordo com a quantidade de soluto dissolvido. Para 
defini-las, é preciso lembrar que a solubilidade de um soluto é a 
quantidade máxima da substância que pode dispersar-se numa certa massa 
de solvente a uma dada temperatura. 
 Solução insaturada: contém, numa certa temperatura, uma quantidade de 
soluto dissolvido menor que a sua solubilidade nesta temperatura. 
 Solução saturada: contém, numa dada temperatura, uma quantidade de 
soluto dissolvido igual à sua solubilidade nesta temperatura. 
 Solução supersaturada: contém, numa dada temperatura, uma quantidade 
de soluto dissolvido maior que a sua solubilidade nesta temperatura 
(solução metaestável). 
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 Classificação das soluções com relação ao estado físico Soluções sólidas: o 
dispersante (solvente) é sempre sólido e o soluto pode ser sólido, líquido ou 
gasoso. 
Exemplos: prata de lei: o solvente é o cobre (Cu(s)) e o soluto é a prata (Ag(s)). 
aço: o solvente é o ferro (Fe(s)) e o soluto é o carbono (C(s)). 
oxigênio em platina: o solvente é a platina (Pt(s)) e o soluto é o 
dioxigênio gasoso. 
 Soluções líquidas: o solvente é sempre líquido e o soluto pode ser sólido, 
líquido ou gasoso. Exemplos: salmoura: o solvente é a água e o soluto é o 
cloreto de sódio sólido. vinagre: o solvente é a água e o soluto é o ácido 
acético líquido. solução aquosa de oxigênio: o soluto é o oxigênio gasoso. 
 Soluções gasosas: o solvente e o soluto são gases. Exemplo: o ar é uma 
mistura de muitos gases-oxigênio, gases nobres, vapor de água, dióxido de 
carbono, entre outros-solubilizados em nitrogênio gasoso. 
  Expressão da concentração de soluções: A concentração de uma solução é a 
relação entre a quantidade do soluto e a quantidade do solvente ou da solução. 
Uma vez que as quantidades de solvente e soluto podem ser dadas em massa, 
volume ou quantidade de matéria, há diversas formas de se expressar a 
concentração de soluções. As relações mais utilizadas são: Concentração em 
gramas por litro Esse termo é utilizado para indicar a relação entre a massa do 
soluto (m), expressa em gramas, e o volume (V), da solução, em litros: 
C (g/L) = m(g)/V(L) 
 
 Concentração em quantidade de matéria 
É a relação entre a quantidade de matéria do soluto (nsoluto) e o volume da 
solução (V), expresso em litros. No passado, esta unidade de concentração era 
denominada molaridade ou concentração molar. Atualmente, por 
recomendação da International Union of Pure and Applied Chemistry 
(IUPAC), o emprego desses termos vem sendo evitado. Em seu uso correto, a 
palavra “molar” significa “por mol”, e não “por litro”, como na definição da 
molaridade (ver Nota Explicativa nas páginas iniciais deste Manual). A 
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quantidade de matéria do soluto (nsoluto, anteriormente chamada “número de 
mols”) é a relação entre a massa do soluto (msoluto) e a sua massa molar (M, a 
massa de 1,0 mol da substância), expressa em g / mol. 
C (g/L) = n(g)/V(L) 
 
 Molaridade 
Esta relação é utilizada sempre que se pretende expressar concentrações 
independentes da temperatura, pois é expressa em função da massa (e não do 
volume) do solvente. A molaridade de uma solução (não confundir com 
molaridade) é calculada como o quociente entre a quantidade de matéria do 
soluto (nsoluto, expressa em mol) e a massa total do solvente (expressa em 
quilogramas, kg): 
Molaridade = n solute /m solvente 
 
 Fração em mol 
Muito utilizada em cálculos físico-químicos, a fração em mol (X) de um 
componente A em solução (previamente denominada “fração molar”), é a razão 
da quantidade de matéria do componente (ncomponente) pela quantidade de 
matéria total de todas as substâncias presentes na solução (ntotal). Se os 
componentes da solução forem denominados A, B, C, etc, pode-se escrever: 
 
 Normalidade (N) 
É a relação entre o número de equivalentes-grama do soluto e o volume da 
solução, expresso em litros. No passado, esta unidade foi muito utilizada em 
cálculos relacionados com titulações. Atualmente, o uso da normalidade não é 
recomendado pela IUPAC, uma vez que esta unidade de concentração não 
enfatiza o conceito de mol ou a estequiometria da reação química. Além disso, 
o valor numérico do equivalente-grama de alguns compostos químicos (e 
portanto a normalidade da solução que os contém) varia de acordo com a 
reação química em que a substância (ou a solução) é utilizada. 
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Onde: 
N = normalidade (N) 
n Eqg1 = número de equivalente-grama do soluto 
V = volume da solução 
 
C. Aparelhos e reagents 
Copu de química, balão volumetrica, pipeta, necara analitica água 
destilada, NaOH, KOH, Ca(OH)2, HCl, H2SO4, CH3COOH. 
 
D. Procedimento experimental 
 Determina a solução 
1. Preparando três tubos de ensaio e rotular, marca número 1, 2 e 3. 
2. 10 mL de agua destilada de entrada no terseiro tubo 
3. O primeiro tubo de entrada 0,1gr de NaCl, tanto o tubo de entrada 1gr 
NaCl e terçeiro tubo de entrada 6gr NaCl Parte 1.1 Criação Solução Molaridade 
a. Fazer solução NaOH 0,1M 
1. Calcular e medindo cuidado o volume de NaOH 0,2 M, é obrigado a 
fazer uma solução de 100 mL de NaOH 0,1 M 
2. Digite a solução que você calcular o volume para um balão de 100 
mL e adicionar um pouco de água destilada pela primeira vez. 
3. Agite a solução no balão e, em seguida, dilui-se com água destilada 
para limitar pescoço balão 100 mL 
 
b. Fazer solução HCl 0,01M 
1. Calcular e medindo cuidado o volume de HCl 2M, é obrigado a fazer 
uma solução de 100 mL de HCl 0,01 M 
2. Digite a solução que você calcular o volume para um balão de 100 mL 
e adicionar um pouco de água destilada pela primeira vez. 
3. Agite a solução no balão e, em seguida, dilui-se com água destilada 
para limitar pescoço balão 100 mL 
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 Parte 1.2 Criação Solução Normalidade 
a. Fazer solução KOH 0,002N 
1. Calcular e medindo cuidado o volume de KOH 0,2 M, é obrigado a 
fazer uma solução de 100 mL de KOH 0,002 N 
2. Digite a solução que você calcular o volume para um balão de 100 mL 
e adicionar um pouco de água destilada pela primeira vez. 
3. Agite a solução no balão e, em seguida, dilui-se com água destilada 
para limitar pescoço balão 100 mL 
 
b. Fazer solução NaS2O3.5H2O 0,002N 
1. Calcular e medindo cuidado o grama de NaS2O3 é obrigado a fazer uma 
solução de 100 mL de Na2SO3.5H2O 0,002 N. 
2. Digite a solução que você calcular o volume para um balão de 100 mL 
e adicionar um pouco de água destilada pela primeira vez. 
3. Agite a solução no balão e, em seguida, dilui-se com água destilada 
para limitar pescoço balão 100 mL. 
 
 Parte 1.2 Criação Solução ppm 
a. Fazer solução NaCl 0,002 ppm 
1. Calcular e medindo cuidado o volume de NaCl 1 ppm, é obrigado a 
fazer uma solução de 100 mL de NaCl 0,002 N 
2. Digite a solução que você calcular o volume para um balão de 100 mL 
e adicionar um pouco de água destilada pela primeira vez. 
3. Agite a solução no balão e, em seguida, dilui-se com água destilada 
para limitar pescoço balão 100 mL 
 
1.1 Perguntas e exercícios 
a. Por que e o sál não dissolvido? 
b. Qual é a molaridade de uma solução contendo 20 gramas de NaOH a 200 
ml? 
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c. O volume de uma solução de HCl 0,2 M preparado a partir de 5,88 mL de 
HCl a solução com rendimento 36,5% e uma densidade de 1,7 g L-1 (Ar = 
1 H e Cl = 35,5)? 
d. Quantos gramas do NaCl Fazer uma solução 0,0001 ppm? 
 
1.2 Observação De Dados 
DADOS 
Massa de Soluto (gr) Tratamento Observação 
 
 
 
1.3 Ananliza de dados 
 
 
 
 
(Minimo 300 palavras). 
 
1.4 Resultado e Discução 
 
 
 
 
(Minimo 300 palavras). 
 
1.5 Evaluação exercícios 
 
 
 
 
(minimo 100 palavras). 
 
 
 
8 
 
1.6 Concluções 
 
 
 
 
(20 palavras) 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO II 
ÁCIDO E BASES 
 
2.1 Objetivos 
 Conhecer e compreender uma solução é ácida ou alcalina 
 Conhecer e compreender a solução é um ácido forte ou um ácido fraco e 
uma base forte ou base fraca 
 
2.2 Fundamentos teóricos 
Novas tendências do ensino de química procuram enfatizar os aspectos 
sociais, históricos, filosóficos, tecnológicos etc., e um bom tema que satisfaz 
várias dessas características é o desenvolvimento das teorias ácido-base no 
século XX. Esse tema traz muitas facetas interessantes: é parte do conteúdo 
usual do ensino médio e é relativamente simples do ponto de vista histórico, 
pois sua evolução se faz de maneira quase linear ao longo do tempo. Ele 
permite também mostrar como uma teoria deixa de ser „boa‟, dando então 
espaço a outra, bem como as correlações com outras áreas da química. O 
comportamento ácido-base é conhecido de longa data. Os termos „ácido‟ e „sal‟ 
datam da Antiguidade, „álcali‟, da Idade Média e „base‟ do século XVIII. 
Boyle, no século XVII, estudou os indicadores, inclusive o corante vermelho 
do pau-brasil. Os indicadores começaram a ser utilizados em titulações no 
século XVIII. 
As teorias ácido-base, ou seja, as teorias que procuram explicar o 
comportamento dessas substâncias baseando-se em algum princípio mais geral, 
são também bastante antigas, porém vamos considerar apenas as do século XX. 
As principais, cronologicamente em relação a seu surgimento, são as teorias de 
Arrhenius (1887)1 dos sistemas solventes (1905), protônica (1923), eletrônica 
(1923), de Lux (1939), de Usanovich (1939) e ionotrópica (1954), sem 
esquecer as críticas de Werner (1895 a 1911). Vejamos um pouco de cada uma 
delas. 
 
 
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 Teoria de Arrhenius 
Apresentada em 1887 pelo químico sueco Svante Arrhenius, como parte de 
sua teoria da dissociação eletrolítica. Segundo essa teoria, ácido é toda 
substância que em água produz íons H+ e base é aquela que produz OH–. A 
neutralização seria a reação entre essas duas espécies iônicas, produzindo 
água: 
H+
(aq) + OH–
(aq) = H2O(l) 
  A Teoria de Bronsted-Lowry 
Em 1923, uma teoria mais abrangente de ácidos e bases foi proposta 
independentemente pelo químico dinamarquês Johannes Bronsted e o 
químico inglês Thomas Lowry. Esta teoria considera que o Hidrogênio é o 
elemento fundamental que determinará, numa reação, qual espécie será o 
ácido e qual será a base. Vamos considerar a seguinte reação de ácido 
clorídrico em solução aquosa. 
 HCl + H2O H3O
+ + Cl- 
Como pôde ser observado na reação, houve uma transferência de H+ do 
HCl para a molécula de H2O, ou seja, na reação HCl “doou” um cátion H+, 
enquanto que H2O “recebeu” um cátion H+. 
  A Teoria de Lewis 
Uma definição de ácido e base ainda mais abrangente foi sugerida pelo 
químico americano Gilbert Newton Lewis no ano de 1923, mesmo ano em 
que Bronsted e Lowry fizeram suas proposições. As teorias de Arrhenius e 
Bronsted-lowry conseguiram explicar apenas a acidez de substâncias 
hidrogenadas, não conseguindo explicar o porquê da acidez de soluções de 
alguns metais e de outras substâncias como o trifluoreto de Boro (BF3). 
 
2.3 Aparelhos e reagentes 
Placa de gotas, e o suporte de tubos de ensaio, pH metru, provetas, água 
destilada, ácido acético, ácido sulfúrico, ácido clorídrico, hidróxido de sódio, 
hidróxido de potássio, detergentes, papel de tornassol, cúrcuma. 
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2.4 Procedimento experimental 
a. Verter a solução H2SO4, HCl, CH3CCOOH, NaOH, KOH, e Ca(OH)2 que 
já preparar. 
b. Agite gota a gota solucão indacador na solução que já preparar, depois 
observa as corres que acontese. 
c. Repertir a premeira etapa, Aseguida merguilhar o papel pH metru na 
solução refere. 
d. Comparar o corres na comparativo pH 
e. Descreve o valor pH cada solução refere. 
 
2.5 Observação De Dados 
Dados 
Solução 
Indicador Obs 
Cúrcuma 
 
Cor antes Cor depois 
H2SO4 
HCl 
CH3COOH 
NaOH 
KOH 
Ca(OH)2 
 
Dados 
Solução Valor do pH Obs 
H2SO4 
HCl 
CH3COOH 
NaOH 
KOH 
Ca(OH)2 
 
2.6 Resultado e Discução 
 
 
 
 
(minimo 400 palavras) 
12 
 
2.7 Concluções 
 
 
 
 
(20 palavras) 
 
 
13 
 
Refêrensia 
Xavier F. 2008. Laporan Praktikum Kimia Dasar II . Universadade Nacional 
Timor Lorosa‟e, Faculdade de Educação, Artes e Humanidades, 
Departamento do Ensino de Química, Liçeu-Dili. 
 
Anonima, 2011. Preparação de Solução_Pratica2pdf. http://www.google.tl. 
Açeso em 12/10/2014, 16.17.OTL. Dili-TL. 
 
Chagas A. P., 1999. Química Nova Na Escola. teorias ácido-base do século XX. 
No. 9, Maio 1999. 
 
Figueirêdo I. C. de M., e equipa. 2008. QUÍMICA 1° Ano Secundário Livro do 
aluno. Ministério da Educação da República Democrática do Timor-Leste 
Maio/2008. 
http://www.google.tl/