Apostila de Qui Geral Experimental 2020

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARANÁ 
SETOR PALOTINA 
 
Departamento de Engenharia e Exatas 
 
 
APOSTILA DE PRÁTICAS DE 
QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL 
 
 
2019 
 
 
 
Índice 
AULA PRÁTICA 1 – Introdução à química geral experimental........................................1 
AULA PRÁTICA 2 – Medidas de uma grandeza............................................................14 
AULA PRÁTICA 3 – Propriedades físicas da matéria....................................................22 
AULA PRÁTICA 4 – Separação de misturas (I) ............................................................31 
AULA PRÁTICA 5 – Separação de misturas (II)............................................................38 
AULA PRÁTICA 6 – Átomo de BOHR e a estrutura eletrônica dos átomos ..................44 
AULA PRÁTICA 7 – Propriedades periódicas dos elementos (macro)...........................50 
AULA PRÁTICA 8 – preparo e diluição de soluções......................................................57 
AULA PRÁTICA 9– Forças intermoleculares e propriedades dos líquidos.....................64 
AULA PRÁTICA 10 – equilíbrio químico e princípio de Le Châtelier..............................69 
AULA PRATICA 11 – Ácidos, bases e equilíbrio ácido base ........................................75 
 
 
 
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AULA PRÁTICA 1 – INTRODUÇÃO À QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL 
 
1 TRABALHO EXPERIMENTAL 
As atividades propostas para a parte experimental da disciplina Química Geral 
visam proporcionar ao aluno a oportunidade para trabalhar com autonomia e segurança 
em um laboratório. Procurar-se-á, para isto, não apenas desenvolver a habilidade no 
manuseio de reagentes e aparelhagens, mas também criar condições para uma 
avaliação crítica dos experimentos realizados. 
 
1.1 DINÂMICA DAS AULAS PRÁTICAS 
• Leitura com antecedência, pelos alunos, do assunto a ser abordado na aula; 
• Discussão inicial, com o professor, de aspectos teóricos e práticos relevantes; 
• Execução pelos alunos dos experimentos utilizando a apostila; 
• Interpretação e discussão dos resultados juntamente com o professor; 
• Apresentação dos resultados de cada experimento. 
O aproveitamento de uma aula prática depende de maneira geral do cumprimento 
destas etapas. Como trabalho complementar, os alunos são estimulados a responder 
aos questionários referentes a cada um dos assuntos estudados, visando uma revisão 
dos conhecimentos adquiridos. 
 
1.2 RECOMENDAÇÕES AOS ALUNOS 
• O uso da apostila é imprescindível a partir da primeira aula. 
• O aluno deverá tomar conhecimento, a partir da primeira aula, das instalações 
do laboratório, bem como de suas normas de funcionamento. 
• O material do laboratório deve ser usado sempre de maneira adequada e 
somente aqueles reagentes e soluções especificados. 
• Todo material usado deve ser lavado ao final de cada aula e organizado no 
local apropriado (mesas, bancadas). 
• A bancada de trabalho deve ser limpa. 
• Após o uso, deixar os reagentes nos devidos lugares. 
• As normas de segurança relacionadas no texto “SEGURANÇA NO 
LABORATÓRIO” devem ser lidas atentamente. 
2 
 
2 O LABORATÓRIO DE QUÍMICA 
O laboratório de Química é o lugar privilegiado para a realização de experimentos, 
possuindo instalações de água, luz e gás de fácil acesso em todas as bancadas. 
Possui ainda local especial para manipulação das substâncias tóxicas (a capela), que 
dispõe de sistema próprio de exaustão de gases. O destilador, a balança analítica, 
vidrarias de todo tipo e tamanho e reagentes com grau de pureza analítica são 
recursos mínimos de qualquer laboratório. 
O laboratório é um local de trabalho onde há risco de acidentes devido a existência 
de substâncias tóxicas, inflamáveis e explosivas. Por isso é equipado com extintores de 
incêndio, lava-olhos, chuveiro e saídas de emergência e uma farmácia de primeiros 
socorros. É imprescindível que alunos, técnicos e professores conheçam e sigam as 
normas de segurança de um laboratório químico. 
 
2.1 SEGURANÇA 
A ocorrência de acidentes em laboratório, infelizmente, não é tão rara como possa 
parecer. Com a finalidade de diminuir a frequência e a gravidade destes eventos, torna-
se absolutamente imprescindível que durante os trabalhos realizados no laboratório, se 
observe uma série de normas de segurança. No texto abaixo estão relacionados itens 
elementares para segurança no laboratório químico devendo ser incorporados no 
procedimento habitual ao enfrentar um dia de trabalho. 
 
1. Use sempre óculos de segurança e avental, de preferência de algodão, longo e 
de mangas longas. 
2. Não use saias, bermudas ou calçados abertos. Pessoas que tenham cabelos 
longos devem mantê-los presos enquanto estiverem no laboratório. 
3. Não trabalhe sozinho, principalmente fora do horário de expediente. 
4. Não fume, coma ou beba nos laboratórios. Lave bem as mãos ao deixar o 
recinto. 
5. Ao ser designado para trabalhar em um determinado laboratório, é 
imprescindível o conhecimento da localização dos acessórios de segurança. 
6. Antes de usar reagentes que não conheça, consulte a bibliografia 
adequada e informe-se sobre como manuseá-los e descartá-los. 
3 
 
7. Leia com atenção o rótulo de qualquer frasco de reagente antes de usá-lo. 
Leia duas vezes para ter certeza que pegou o frasco certo. Muitos compostos têm 
nomes muito similares. 
8. Nunca deixe frascos contendo reagentes inflamáveis próximos à chama. 
Trabalhe longe de chama no caso de usar um desses compostos. 
9. Evite contato de qualquer substância com a pele. Seja particularmente 
cuidadoso quando trabalhar com ácidos ou bases concentradas. Essas substâncias 
são em geral tóxicas e muito corrosivas. 
10. Todas as experiências que envolvem a liberação de gases e/ou vapores tóxicos 
devem ser realizadas na capela. 
11. Sempre que proceder a diluição de um ácido concentrado, adicione-o 
lentamente à água, e nunca o contrário. 
12. Ao aquecer o tubo de ensaio contendo qualquer substância, nunca volte a 
extremidade aberta para si ou para uma pessoa próxima. 
13. Quando for testar um produto químico pelo odor, não coloque o frasco 
diretamente sob o nariz. Desloque com a mão em sua direção os vapores (ou gases) 
que se desprendem do frasco. 
14. Não retorne reagentes aos frascos originais, mesmo que não tenham sido 
usados. Evite circular com eles pelo laboratório. 
15. Lubrifique os tubos de vidro, termômetros, outros, antes de inseri-los em rolha. 
Proteja as mãos com luvas apropriadas ou enrole a peça de vidro em uma toalha nessa 
operação. 
16. Não use nenhum equipamento em que não tenha sido treinado ou autorizado a 
utilizar. 
17. Certifique-se da tensão de trabalho da aparelhagem antes de conectá-la à rede 
elétrica. Quando não estiverem em uso, os aparelhos devem permanecer 
desconectados. 
18. Nunca deixe sem atenção qualquer operação onde haja aquecimento, ou que 
reaja violentamente. 
19. Use sempre luvas de isolamento térmico ao manipular material quente. 
20. Nunca pipete líquidos com a boca. Neste caso, use bulbos de borracha ou 
trompas de vácuo. 
4 
 
21. Ao se retirar do laboratório verifique se há alguma torneira aberta. Desligue 
todos os aparelhos, deixe o material e bancada limpos e lave as mãos. Laboratório 
não é lugar para brincadeiras! 
Concentre-se no que estiver fazendo. 
 
2.2 INSTRUÇÕES GERAIS PARA O TRABALHO EM LABORATÓRIO 
1. Lembre-se que o laboratório é um local de trabalho. Seja sério. 
2. No laboratório procure não falar alto e ande o mínimo possível. 
3. Executar apenas os experimentos indicados no guia de laboratório. 
Experimentos não autorizados são proibidos. 
4. Use sempre material limpo para não deturpar os resultados. 
5. Não trabalhe com material imperfeito. 
6. Não recoloque no frasco original uma substância já usada. 
7. Evite derramar líquidos ou sólidos na bancada, mas se isto acontecer lave 
imediatamente o local. Conservelimpo seu equipamento e seu local de trabalho. Ao 
término do período do laboratório, coloque ou guarde o material em local apropriado. 
 
2.3 ACESSÓRIOS DE SEGURANÇA 
Quando estiver trabalhando em um laboratório, você deve: 
1. Localizar os extintores de incêndio e verificar a que tipo pertencem e que tipo de 
fogo podem apagar. 
2. Localizar as saídas de emergência. 
3. Localizar a caixa de primeiros socorros e verificar os tipos de medicamentos 
existentes e sua utilização. 
4. Localizar a caixa de máscaras contra gases. Se precisar usá-las, lembre-se de 
verificar a existência e qualidade dos filtros adequados à sua utilização. 
5. Localizar a chave geral de eletricidade do laboratório e aprender a desligá-la. 
6. Localizar o cobertor anti-fogo. 
7. Localizar a caixa de areia. 
8. Localizar o lava-olhos mais próximo e verificar se está funcionando 
adequadamente. 
9. Localizar o chuveiro e verificar se este está funcionando adequadamente. 
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10. Informar-se quanto aos telefones a serem utilizados em caso de emergência 
(hospitais, ambulância, bombeiros, etc.). 
IMPORTANTE: Além de localizar estes equipamentos, você deve saber utilizá-los 
adequadamente. Assim, para referência rápida, consulte a pessoa responsável pela 
segurança do laboratório ou os manuais especializados no assunto. 
 
3 PRINCIPAIS MATERIAIS DE UM LABORATÓRIO DE QUÍMICA 
 
As atividades de laboratório exigem do aluno não apenas o conhecimento das 
peças e aparelhos utilizados, mas também o correto emprego de cada um deles. 
Na TABELA 1 são apresentados materiais de vidro mais comuns e sua utilização. 
 
TABELA 1 - MATERIAIS DE VIDRO DE USO MAIS COMUNS NO LABORATÓRIO. 
 
Vidraria Utilização 
 
Balão de fundo chato: nele são aquecidos líquidos e realizadas 
reações com liberação de gases. Para aquecê-lo, use tripé com a 
proteção da tela de amianto. 
 
 
Balão de destilação: possui saída lateral e é usado para destilações. 
 
 
Balão volumétrico: frasco calibrado de precisão utilizado para 
preparar e diluir soluções. 
 
 
Erlenmeyer: utilizado em titulação, aquecimento de líquidos, 
dissolução de substâncias e realização de reações. 
 
 
 
6 
 
Tabela 1 - Continuação 
 
Kitassato: compõe a aparelhagem das filtrações a vácuo. Sua saída 
lateral se conecta a uma bomba ou trompa de vácuo. 
 
 
Béquer: apropriado para reações, dissolução de substâncias, 
precipitações e aquecimento de líquidos. 
 
 
Funil: o funil é utilizado para filtração. Ele pode ser de haste curta ou 
longa (funil analítico empregado em análises quantitativas), podendo 
apresentar ou não estrias no cone e na base (para facilitar o processo 
de filtração). 
 
 
Funil de decantação: utilizado na separação de líquidos imiscíveis 
(que não se misturam). 
 
 
Tubo de ensaio: empregado para reações em pequena escala, 
principalmente testes de reação. Com cuidado, pode ser aquecido 
diretamente na chama do bico de Bunsen. 
 
 
Condensador: dispositivo para liquefazer vapores. É utilizado na 
destilação ou aquecimento sob refluxo. 
 
 
Proveta ou cilindro graduado: usado para medir e transferir volumes 
de líquidos. Não oferece grande precisão. Nunca deve ser aquecida. 
 
 
Pipeta graduada: utilizada para medir com exatidão e transferir 
volumes pequenos de líquidos, pode medir volumes variados 
7 
 
Tabela 1 - Continuação 
 
Pipeta volumétrica: tem a mesma função da pipeta graduada, porém 
só mede volumes fixos. 
 
 
Bureta: serve para medidas volumétricas precisas, principalmente em 
análises. 
 
 
Pesa filtro: recipiente usado para pesagem de sólidos. 
 
Vidro de relógio: usado para cobrir béqueres durante evaporações, 
pesagens, etc. 
 
 
Picnômetro: utilizado na determinação da densidade de líquidos. 
 
 
Dessecador: utilizado no armazenamento de substâncias sob pressão 
reduzida ou em atmosfera com baixo teor de umidade. 
 
 
 
Observação: não seque na estufa a vidraria graduada e volumétrica, pois o 
aquecimento, seguido de resfriamento, deformará o vidro, comprometendo a precisão 
das medidas posteriores 
 
Na TABELA 2 são apresentados materiais de porcelana mais comuns e a 
utilização. 
 
 
 
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TABELA 2 - MATERIAIS DE PORCELANA MAIS COMUNS NO LABORATÓRIO. 
 
 
Cadinho: serve para calcinação (aquecimento a seco e muito 
intenso) de substâncias. Pode ser colocado em contato direto com a 
chama do bico de Bunsen. 
 
 
Triângulo de porcelana: usado para sustentar cadinhos de 
porcelana em aquecimentos diretos de bico de Bunsen. 
 
 
Almofariz e pistilo: usado para triturar e pulverizar substâncias 
sólidas. 
 
 
Cápsula de porcelana: usada na evaporação de líquidos. 
 
 
Funil de Büchner: compõe a aparelhagem de filtração à vácuo. 
 
 
 
Espátula: usada para transferência de sólidos. 
 
 
 
Na TABELA 3 são apresentados materiais de porcelana mais comuns e a 
utilização. 
 
TABELA 3 - MATERIAIS METÁLICOS MAIS COMUNS NO LABORATÓRIO. 
 
 
 
 
Suporte universal: usado para sustentação de garras na montagem 
de experimentos (como destilação, titulação, aquecimento, filtração). 
 
 
 
9 
 
Tabela 3 - Continuação 
 
 
Anel: usado preso ao suporte universal para adequação do funil. 
 
 
 
Garras metálicas: como o anel, são usadas presas ao suporte 
universal para sustentar os mais variados utensílios. 
 
 
Pinças de Mohr e de Hofmann: usadas para obstruir ou reduzir a 
passagem de gases ou líquidos em tubos flexíveis (mangueiras) 
 
 
Pinça metálica ou tenaz: usada para manipular objetos aquecidos. 
 
 
 
Tripé de ferro: usado como suporte de telas de amianto e triângulos 
de porcelana em processos de aquecimento com o bico de Bunsen 
 
 
Na TABELA 4 são apresentados outros materiais de laboratório e a utilização. 
 
TABELA 4 - OUTROS MATERIAIS. 
 
 
Tela de amianto: usada para produzir uma distribuição uniforme de 
calor durante o aquecimento com o bico de Bunsen. Trata-se de uma 
tela metálica como a região central coberta de amianto 
 
 
Pinça de madeira: usada para segurar tubos de ensaio. 
 
 
Pipetador ou pêra: é para acoplar em pipetas, auxiliando na técnica 
de pipetar líquidos 
 
 
Pisseta: usualmente feita de plástico, usado para lavagem de 
materiais e recipientes por meio de jatos de água, álcool e outros 
solventes. 
 
 
10 
 
Tabela 4 - Continuação 
 
Frasco conta gotas: utilizado para armazenar soluções utilizadas em 
pequenas porções, sobretudo indicadores. 
 
 
Trompa de água: acoplada a uma torneira, serve para aspirar o ar e 
reduzir a pressão no interior de um frasco (também utilizada nos 
processos de filtração à vácuo). 
 
 
Bico de Bunsen: instrumento à gás utilizado para aquecimento. 
 
 
Papel de filtro: utilizado nos processos de filtração (plissado auxilia 
para que o processo seja mais rápido). 
 
 
 
4 CONCEITOS BÁSICOS DE MEDIÇÃO 
 
O resultado de uma análise química é função direta do cuidado, da manipulação e 
da correta aplicação da metodologia analítica, no qual pequenos descuidos podem 
significar grandes erros, sobretudo, em determinação de parâmetros em amostras com 
concentração da ordem de miligrama por litro. 
Dessa forma, é necessário o preparo técnico para se proceder a uma análise, e o 
uso de equipamentos e vidrarias apropriadas e em boas condições. Uma das mais 
comuns fontes de erros encontra-se no preparo ou na manipulação das vidrarias 
volumétricas empregadas nas análises, são erros primários, que, uma vez evitados, 
podem significar um aumento do grau de confiabilidade do resultado. Entre os 
procedimentos que auxiliam a evitar esses tipos de erros, pode-se citar: 
• Temperatura: a capacidade de uma vidraria volumétrica varia com a temperatura, 
logo, deve-se utilizá-las sempre em temperaturas próximas à aferição. Da mesma 
11 
 
forma, a densidade do líquido também varia com a temperatura, portanto, deve-se 
utilizá-los somente em temperatura ambiente; 
• Limpeza da vidraria:presença de material gorduroso pode aumentar o erro na 
leitura devido a má formação do menisco, além do que, tal “sujeira” pode servir como 
interferente, alterando o valor do resultado da análise. 
• Ajuste do menisco: deve-se tomar muito cuidado com o erro de paralaxe: o 
menisco deve estar posiciona de maneira que sua parte inferior tangencie 
horizontalmente a parte superior da linha do líquido, tendo a linha da visão no mesmo 
plano (FIGURA 1). 
FIGURA 1 – AJUSTE DO MENISCO. 
 
• Ajuste da capacidade volumétrica: tanto em provetas, balões volumétricos ou 
buretas, deve-se tomar os cuidados mencionados nos itens anteriores, à fim de se 
evitar a ocorrência de desvios no resultado final. 
• Pipetas volumétricas e graduadas: deve-se utilizar uma pêra para sucção, 
devendo-se passar alguns milímetros acima da linha de graduação final, em seguida, 
deve-se secar a ponta da pipeta com papel higiênico, e ajustar o menisco. Feito isso, 
pode-se transferir o volume para outro frasco. Existem dois tipos de pipetas: Pipetas 
volumétricas de sopro: possuem dois traços horizontais na porção superior, e no 
momento da transferência do líquido pipetado para outro frasco, deve-se “expulsar” o 
volume restante que permanece na ponta da pipeta, uma vez que ele, nesse tipo de 
pipeta, é considerado parte integrante do volume total pipetado; para tanto, deve-se 
utilizar a pêra de sucção para “soprar” esse volume para o frasco. Pipetas volumétricas 
comuns: apresentam apenas um traço horizontal na porção superior, deve ser 
desconsiderado o volume restante na ponta da pipeta a final do escoamento, ou seja, 
não deve-se “soprar” esse volume para o frasco; para tanto, deve-se apenas encostar a 
ponta da pipeta até o término do escoamento e permanecer por alguns segundos após 
esse momento. 
12 
 
• Limpeza da vidraria: toda a aparelhagem de vidro ou de plástico empregada na 
análise ou na preparação de reagentes, deverá ser perfeitamente limpa, livre de 
substâncias estranhas ao processo, caso contrário, os resultados não ofereceram uma 
boa confiabilidade. Para tanto, existem várias técnicas de limpeza de vidrarias, às quais 
se destacam: 
• Detergentes: o detergente mais recomendado no meio laboratorial é o 
detergente neutro da marca EXTRAN, o que não impede o uso de outros, contudo, 
deve-se ter cuidados na escolha, sobretudo nos quesitos biodegradabilidade e 
presença de grupos de fosfatos. Após a lavagem da vidraria com o detergente, é 
essencial que se enxágue com água em abundância para se remover os resquícios do 
detergente, e em seguida, enxaguar com água destilada. 
Observações: cada material deverá ter sua análise adequada à análise para qual 
será destinado; deixar a vidraria em molho por muito tempo em solução ácida de 
lavagem pode danificar as marcas de identificação e graduação originais de fábrica. 
 
5 SOLUÇÕES DE LAVAGEM 
 
5.1 POTASSA ALCOÓLICA 
 Uma solução de KOH a 10% em etanol a 95% é excelente para limpeza de 
materiais gordurosos ou carbonizados. É preparada dissolvendo-se 100 g de KOH em 
50 mL de água e, após o resfriamento, completa-se para 1 L com álcool etílico 
comercial. Conservar em frascos de polietileno. Deixa-se em contato por alguns 
minutos apenas, pois ataca o vidro. Pode ser usada várias vezes e também pode 
substituir a mistura sulfocrômica (em desuso pelo alto grau de contaminação). 
 
5.2 SOLUÇÃO DE ÁCIDO CLORÍDRICO A 25% 
 Para o preparo de 1L de solução: Em um béquer contendo cerca de 500 mL 
de água destilada adicione 250 mL de ácido clorídrico concentrado. Após constatar o 
equilíbrio térmico da solução com o ambiente, transferir para um balão de 1 L, com 
sucessivas lavagens do béquer, e completar até volume final. Homogeneizar e 
transferir para frasco de vidro âmbar. Esta solução pode ser usada por diversas vezes. 
 
13 
 
6. OBJETIVOS 
• Familiarizar-se com vidrarias, equipamentos e materiais diversos 
apresentados nesta unidade que estarão dispostos sobre as bancadas; 
• Realizar medidas de volume com instrumentos de medidas variados. 
 
7. MATERIAIS E MÉTODOS 
7.1 MATERIAIS E REAGENTES 
- pipetas (graduada e transferência total 
- pera de sucção / pipetadores 
- proveta, balão volumétrico, água destilada (pissete) 
- soluções coloridas 
- pipeta de Pasteur 
- bureta em suporte 
 
7.2 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Praticar a parte de manuseio, preenchimento, leitura de volume em pipetas e em 
seguida em uma bureta empregando soluções com mudança de coloração (ex: ácido, 
base, indicadores). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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AULA PRÁTICA 2 – MEDIDAS DE UMA GRANDEZA 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
Uma grandeza física é uma propriedade de um corpo, ou particularidade de um 
fenômeno, suscetível de ser medida, isto é, à qual se pode atribuir um valor numérico. 
A medição de uma grandeza é então a comparação dessa grandeza com outra da 
mesma espécie, um padrão, a que chamamos unidade por convenção. Exemplo de 
grandezas físicas: Comprimento, massa, temperatura, tempo, volume, força, 
quantidade de matéria, etc. 
Essas grandezas são avaliadas pelas unidades de medida adotadas por 
convenção e cada unidade tem seu símbolo. Por exemplo, o m o símbolo do metro. O 
valor de uma grandeza pode ser expresso por um número e uma unidade de medida. 
Exemplo: 300 m (a 25 ºC). 
 
TABELA 1 – GRANDEZAS FÍSICAS - SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES (SI DE 
 UNIDADES). 
 
Grandeza Unidade de base 
Nome Nome Símbo
lo 
Comprimento Metro m 
Massa Quilogra
ma 
kg 
Tempo Segundo s 
Corrente elétrica Ampere A 
Temperatura 
termodinâmica 
Kelvein K 
Quantidade de substância Mol mol 
Intensidade Luminosa candela cd 
 
As técnicas e equipamentos empregados na execução de uma medida, seja de 
massa, volume, temperatura, etc., afetam diretamente a confiança do valor obtido, por 
isso é de grande importância saber executar e ler corretamente um procedimento de 
medida. 
 
1.1. A BALANÇA ANALÍTICA 
 
15 
 
A balança analítica é um equipamento de extrema importância em um laboratório. 
É utilizada desde calibração de materiais volumétricos, pesagem de reagentes como 
em análises químicas. Portando saber suas características e como utilizá-la é essencial 
para execução de um bom trabalho. 
As balanças analíticas modernas, que podem cobrir faixas de precisão de leitura da 
ordem de 0,1 μg a 0,1 mg, já estão bastante aperfeiçoadas a ponto de dispensarem o 
uso de salas especiais para a pesagem. Mesmo assim, o simples emprego de circuitos 
eletrônicos não elimina as interações do sistema com o ambiente. Destes, os efeitos 
físicos são os mais importantes, pois não podem ser suprimidos. 
As informações contidas neste texto visam indicar os pontos mais importantes a 
serem considerados nas operações de pesagem. 
 
1.2. LOCALIZAÇÃO DA BALANÇA 
A precisão e a confiabilidade das pesagens estão diretamente relacionadas com a 
localização da balança analítica. Os principais itens a serem considerados para o seu 
correto posicionamento são: 
 
Características da sala de pesagem: 
• Ter apenas uma entrada. 
• Ter o mínimo de janelas possível, para evitar a luz direta do sol e correntes de 
ar. 
• Ser pouco susceptível a choques e vibrações. 
 
As condições da bancada: 
• Ficar firmemente apoiada no solo ou fixada na parede, de modo a transmitir o 
mínimo de vibrações possível. 
• Ser rígida, não podendo ceder ou vergar durante a operação de pesagem. 
Pode-se usar uma bancada de laboratório bem estável ou uma bancada de pedra. 
• Ficar localizada nas posições mais rígidas da construção, geralmente nos 
cantos da sala. 
• Ser antimagnética (não usar metais ou aço) e protegida das cargas 
eletrostáticas (não usar plásticos ou vidros). 
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As condições ambientais: 
• Manter a temperatura da sala constante. 
• Manter a umidade entre 45% e 60% (deve ser monitorada sempre que 
possível). 
•Não permitir a incidência de luz solar direta. 
• Não pesar próximo a irradiadores de calor. 
• Colocar as luminárias distantes da bancada, para evitar distúrbios devido à 
radiação térmica. O uso de lâmpadas fluorescentes é menos crítico. 
• Evitar pesar perto de equipamentos que usam ventiladores (ex.: ar 
condicionado, computadores, etc.) ou perto da porta. 
 
 
1.3. CUIDADOS OPERACIONAIS 
Cuidados básicos: 
• Verificar sempre o nivelamento da balança. 
• Deixar sempre a balança conectada à tomada e ligada para manter o 
equilíbrio térmico dos circuitos eletrônicos. 
• Deixar sempre a balança no modo stand by, evitando a necessidade de novo 
tempo de aquecimento (warm up). 
 
O frasco de pesagem: 
• Usar sempre o menor frasco de pesagem possível. 
• Não usar frascos plásticos, quando a umidade estiver abaixo de 30-40%. 
• A temperatura do frasco de pesagem e seu conteúdo devem estar à mesma 
temperatura que a do ambiente da câmara de pesagem. 
• Nunca tocar os frascos diretamente com os dedos ao colocá-los ou retirá-los 
da câmara de pesagem. 
 
O prato de pesagem: 
• Colocar o frasco de pesagem sempre no centro do prato de pesagem. 
• Remover o frasco de pesagem do prato de pesagem tão logo termine a 
operação de pesagem. 
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A leitura: 
• Verificar se o mostrador indica exatamente zero ao iniciar a operação. Tare a 
balança, se for preciso. 
• Ler o resultado da operação tão logo o detector automático de estabilidade 
desapareça do mostrador. 
 
Calibração e Manutenção: 
• Calibrar a balança regularmente, principalmente se ela estiver sendo operada 
pela primeira vez, se tiver sido mudada de local, após qualquer nivelamento e após 
grandes variações de temperatura ou de pressão atmosférica. 
• Manter sempre a câmara de pesagem e o prato de pesagem limpos. Usar 
somente frascos de pesagem limpos e secos. 
 
 
1.4. INFLUÊNCIAS FÍSICAS NAS PESAGENS 
 
Quando o mostrador da balança ficar instável, seja por variação contínua da leitura 
para mais ou para menos ou simplesmente se a leitura estiver errada. ATENÇÃO: Você 
estará observando influências físicas indesejáveis sobre a operação. As mais comuns 
são: 
 
• Temperatura 
Efeito Observado: O mostrador varia constantemente em uma direção. 
Motivo: A existência de uma diferença de temperatura entre a amostra e o 
ambiente da câmara de pesagem provoca correntes de ar. Estas correntes de ar geram 
forças sobre o prato de pesagem fazendo a amostra parecer mais leve (chamada 
flutuação dinâmica). Este efeito só desaparece quando o equilíbrio térmico for 
estabelecido. Além disso, o filme de umidade que cobre qualquer amostra, e que varia 
com a temperatura, é encoberto pela flutuação dinâmica. Isto faz com que um objeto 
frio pareça mais pesado ou um objeto mais quente mais leve. 
 Medidas corretivas: 
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- Nunca pesar amostras retiradas diretamente de estufas, muflas, ou 
refrigeradores. 
- Deixar sempre a amostra atingir a temperatura do laboratório ou da câmara de 
pesagem. 
- Procurar sempre manusear os frascos de pesagens ou as amostras com pinças. 
Se não for possível, usar uma tira de papel. 
- Não tocar a câmara de pesagem com as mãos. 
- Usar frascos de pesagem com a menor área possível. 
 
• Variação de massa 
Efeito Observado: O mostrador indica leituras que aumentam ou diminuem, 
continua e lentamente. 
Motivo: Ganho de massa devido a uma amostra higroscópica (ganho de umidade 
atmosférica) ou perda de massa por evaporação de água ou de substâncias voláteis. 
Medidas corretivas: 
- Usar frascos de pesagem limpos e secos e manter o prato de pesagem sempre 
livre de poeira, contaminantes ou gotas de líquidos. 
- Usar frascos de pesagem com gargalo estreito. 
- Usar tampas ou rolhas nos frascos de pesagem. 
 
2. OBJETIVOS 
 
• Aprender as técnicas de pesagem, medição de volume, temperatura e 
pressão; 
• Definir limites de erro nas medidas de massa e volume; 
• Trabalhar com o Sistema Internacional de Unidades; 
• Aprender a conversão de unidades utilizando Análise Dimensional. 
 
3. MATERIAIS E MÉTODOS 
 
3.1 MATERIAIS E REAGENTES 
19 
 
• Um fio de cobre, prego/parafuso, amido, açúcar granulado, sal refinado, 
frascos de pesagem, espátulas; 
• Pinça metálica, 
• Papel de pesagem 
• Provetas (com diferentes graduações) 
• Pipetas (Com diferentes graduações) 
• Balança Analítica 
• Termômetro 
 
3.2 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
a) Medidas de massa 
• Com as mãos limpas e secas (sempre que possível com luvas), certifique-se 
de que a balança foi ligada cerca de pelo menos 30 minutos antes de seu uso. 
• Feche todas as aberturas da balança e aguarde até que os números no visor 
se estabilizem. 
• Tare a balança. 
• Abra uma das janelas da balança e com o auxílio de uma pinça deposite 
CUIDADOSAMENTE o material a ser pesado. 
• Feche a janela e aguarde até que os números se estabilizem. 
• Somente então anote o valor da massa (TABELA 1). 
• Cada grupo deverá realizar três pesagens de cada amostra, conforme 
indicado pelo professor, tomando todos os cuidados necessários à operação e 
anotando os dados obtidos usando o número correto de algarismos significativos. 
 
TABELA 1 – MASSA DAS AMOSTRAS. 
 
Amostra m1 m2 m3 Média ± L 
 
 
 
 
b) Medidas de volume 
20 
 
Preencha com água o volume das vidrarias (TABELA 2) e complete a tabela. 
Assuma o limite de erro como sendo a metade da menor graduação. 
 
TABELA 2 – MEDIDAS DE VOLUME. 
 
Amostra Proveta de 
50 mL 
Pipeta graduada de 10 
mL 
Proveta de 25 
mL 
Menor divisão 
Limite de erro 
Volume medido (V ± L) 
L) 
 
 
 
c) Medidas de temperatura 
 Meça a temperatura de dois béqueres contendo água destilada, um a 
temperatura ambiente e outro em banho-maria. 
 
d) Medidas de pressão 
Observar o funcionamento da bomba de vácuo e anotar a pressão medida. 
Observar o funcionamento da autoclave e anotar a pressão medida. 
 
4. QUESTÕES 
 
a) Qual foi o número de casas decimais observados na balança utilizada durante as 
pesagens? 
b) Discuta sobre a importância da correta utilização da balança e sua relação com 
os o grau de confiança nos resultados experimentais obtidos. 
c) Quais foram as principais fontes de erros observadas durante a operação de 
pesagem das amostras? 
 
5. EXERCÍCIOS 
 
a) Para as medidas de massa registradas na Tabela 1, escolha um valor obtido na 
coluna ‘Média’ e faça a conversão para: 
• libra (lb) 
21 
 
• quilograma (kg) 
• tonelada (t) 
 
b) Para as medidas de volume registrados na Tabela 2, escolha uma vidraria e faça 
a conversão do ‘valor medido’ para: 
• litro (L) 
• centímetro cúbico (cm3) 
• metro cúbico (m3) 
• milímetro cúbico (mm3) 
 
c) Converta as temperaturas medidas no item 3.2.3 para: 
• Kelvin (K) 
• Fahrenheit (°F) 
 
 
d) Converta os valores de pressão registrados em 3.2.4 para: 
• atm 
• bar 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
22 
 
 
AULA PRÁTICA 3 – PROPRIEDADES FÍSICAS DA MATÉRIA 
 
1 INTRODUÇÃO 
 
A matéria costuma ser definida como tudo aquilo que tem massa e ocupa lugar no 
espaço. Ela constitui o principal objeto de estudo da Química e suas propriedades são 
muito importantes nesse estudo, pois permitem prever e entender determinados 
comportamentos e transformações, bem como podem ser usadas para identificação da 
própria matéria. 
Existem vários tipos de propriedades que caracterizam a matéria, entre elas, as 
principais são: as propriedades físicas, químicas e de grupo. 
 
1.1 PROPRIEDADES FÍSICAS 
 
São aquelas que podem ser medidas e observadas sem alterar a composição 
química da substância. As propriedades físicas podem ser subdivididas em gerais ou 
específicas, organolépticas e intensivas ou extensivas. 
• Propriedades gerais: São aquelas comuns a toda matéria. Por exemplo, o 
volume, a temperatura e o estado físico (sólido,líquido e gasoso). 
• Propriedades específicas: Como o próprio nome indica, são aquelas 
específicas para cada matéria, que podem ser usadas para identificar a substância ou 
o composto que está sendo analisado. Exemplos: densidade, pontos de fusão e 
ebulição e coeficiente de solubilidade. 
• Propriedades organolépticas: São aquelas que podem ser analisadas com 
os nossos sentidos, tais como visão, olfato, tato e paladar. Algumas dessas 
propriedades são: cor, cheiro, sabor, brilho e dureza. 
• Propriedades intensivas: São aquelas que não dependem da massa da 
amostra. Por exemplo, a temperatura é uma propriedade intensiva, pois se temos uma 
determinada quantidade de água em um recipiente grande, a temperatura medida será 
a mesma independente se colocarmos o termômetro diretamente na água desse 
recipiente ou se tirarmos um pouco dela com o copo e então medirmos a temperatura. 
23 
 
A densidade também é uma propriedade intensiva. Por exemplo, a densidade de um 
cubo de gelo é a mesma que a de um iceberg (≈ 0,92 g cm-3). 
• Propriedades extensivas: São aquelas que dependem da massa da 
amostra. O volume é um exemplo de propriedade que depende da massa, pois 5 kg de 
água não ocupam o mesmo volume que 20 kg. 
• Algumas propriedades físicas da matéria: massa, volume e densidade 
A massa é uma propriedade fundamental e intrínseca de qualquer amostra de 
matéria, ou seja, a massa correspondente a um grama de matéria é a mesma em 
qualquer ponto do universo. Já o peso é diferente nos diversos pontos do universo, 
pois p= mk e k (constante de proporcionalidade) depende da magnitude do campo 
gravitacional no local onde a massa se encontra. A magnitude da massa de um corpo é 
expressa como um múltiplo ou submúltiplo de uma unidade de massa escolhida. 
O volume de uma amostra de matéria é o seu tamanho ou extensão tridimensional, 
ou seja, o quanto de espaço que a amostra ocupa. Embora no SI a unidade seja em 
m3, em laboratório utilizam-se seus submúltiplos: o decímetro cúbico (dm3) ou o 
centímetro cúbico (cm3), que equivalem a litro (L) e mililitro (mL), respectivamente. (1L 
= 1 dm3; 1 mL = 1 cm3). 
Para entender o que é densidade, cabe lembrar que toda amostra tem massa e 
ocupa espaço ao mesmo tempo. A densidade nada mais é do que uma constante de 
proporcionalidade que expressa quanto há de massa por unidade de volume de uma 
dada porção de matéria: d=m/V. Através da densidade, é possível saber a massa de 
uma determinada amostra medindo apenas seu volume e vice-versa. 
 
1.2 MEDIDAS PRECISAS E APROXIMADAS 
No valor que se expressa a magnitude de uma grandeza através de uma unidade 
de medida, os algarismos conhecidos com certeza, mais o algarismo duvidoso, são 
denominados de algarismos significativos. 
Por exemplo, se ao medir o volume de uma amostra líquida numa proveta de 25 
mL cuja menor divisão é 0,1 mL, encontrou-se no valor 17,24 mL, este resultado tem 
quatro algarismos significativos (os dígitos um, sete e dois são conhecidos com certeza 
e o quatro é o algarismo duvidoso - aquele que foi estimado). Como identificar e utilizar 
os algarismos significativos em cálculos, bem como as regras de arredondamento, 
24 
 
serão discutidas nesta aula. 
 
1.3 ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS 
 É o número mínimo de algarismos necessários para se representar um 
determinado valor em notação científica sem perder a exatidão. 
 
Exemplo 1: o número 142,7 tem quatro algarismos significativos, pois pode ser 
escrito como 1,427 x 10². Se escrevermos 1,4270 x 10², subentende-se que é 
conhecido o dígito após o 7, o que não é o caso para o número 142,7. O número 
1,4270 x 10², tem, portanto, cinco algarismo significativos. 
 
Exemplo 2: o número 6,302 x 10-6 possui quatro algarismos significativos, pois 
podemos escrever o mesmo número como 0,000 006 302 que também possui quatro 
algarismos significativos. Os zeros à esquerda do algarismo 6 são apenas para mostrar 
o número correto de casas decimais. 
 
Exemplo 3: o número 92 500 é ambíguo, podendo ser representado por uma das 
seguintes formas. 
 9,25 x 10 4 3 algarismos significativos 
 9,250 x 10 4 4 algarismos significativos 
 9,2500 x 10 4 5 algarismos significativos 
 
● O algarismo zero é significativo quando se encontra no meio de um número 
ou no final de um número, do lado direito da vírgula. 
● O algarismo zero não é significativo quando se encontra do lado esquerdo da 
vírgula. 
 
O último algarismo significativo à direita, terá sempre uma incerteza associada que 
deve ser de no mínimo ± 1. 
 
Na Figura 1 observa-se uma escala analógica de medida, em que o ponteiro indica 
um valor de 0,234; neste valor dizemos que existem três algarismos significativos, os 
25 
 
números 2 e 3 são completamente certos enquanto o número 4 é uma estimativa. O 
valor pode ser lido como 0,233 ou 0,235. Utilizando a incerteza podemos dizer que o 
valor apresentado é de 0,234 ± 0,001. 
 
FIGURA 1: ESCALA ANALÓGICA REPRESENTANDO UMA INCERTEZA NA MEDIDA. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Em geral, quando se lê a escala de qualquer instrumento, tenta-se estimar o mais 
próximo do décimo da menor divisão que se lê na escala. Assim, numa régua graduada 
em milímetros, estimamos a distância mais próxima possível de 0,1 mm. 
 
1.3.1 Operações com algarismos significativos 
a) Adição e Subtração 
• Se os números somados ou subtraídos têm o mesmo número de algarismos: 
 
 1,362 x 10-4 
+ 3,111 x 10-4 
 4,473 x 10-4 
 
• Quando o número de algarismos significativos na resposta pode ser maior ou 
menor do que o existente nos dados: 
 5,354 90 
+ 6,72 - 2,14 
 12,074 = 12,07 87,86 = 88 
26 
 
Se os números somados ou subtraídos não possuem o mesmo número de 
algarismos significativos a resposta é limitada pelo número com menor número de 
casas decimais. 
Na operação a seguir, o número 121,7948064 deve ser arredondado para 121,795 
na resposta final, pois os últimos quatro números não são significativos (explicaremos 
mais adiante sobre o arredondamento). 
 
 18,998 403 2 
 + 83,798 
 121,7948064 = 121,795 
 
• Em adições e subtrações de números expressos em notação científica, todos 
os números devem ser convertidos ao mesmo expoente. 
 
 1,632 x 105 1,632 x 105 
 4,107 x 103 ➝ 0,04107 x 105 
+ 0,984 x 106 + 9,84 x 105 
 11,51 x 105 
b) Multiplicação e Divisão 
 
O resultado de uma multiplicação ou divisão deve ser arredondado limitado ao 
número com menos algarismos significativos. 
 
4,3179 x 1012 34,60 
 x 3,6 x 10-19 ÷ 2,462 87 
 1,6 x 10-6 14,05 
 
A potência de 10 não influencia o número de algarismo significativos que devem 
ser mantidos. 
 
1.3.2 Arredondamento de números 
Quando se arredonda um número, deve-se observar todos os algarismos além da 
27 
 
última casa decimal desejada. Assim, pode-se ter algumas possibilidades: 
 
Quando os algarismos forem maiores que os metade do intervalo até o último 
algarismo significativo (>5), devemos arredondar para cima. 
Retomando o exemplo anterior onde 121,7948064 foi arredondado para 121,795 
na resposta final: entende-se que os algarismos 8064 se situam além da última casa 
decimal significativa, assim o arredondamento será para cima devendose arredondar o 
algarismo 4 para 5. 
 
● Se o algarismo não-significativo for menor que a metade do intervalo (<5), o 
último algarismo permanece inalterado. 
Por exemplo, o número 121,7943 onde se deseja apenas três casas decimais após 
a vírgula o valor é arredondado para 121,794. 
 
● Quando os algarismos não significativos são iguais a metade do intervalo 
(=5), o último algarismo a ser conservado só será aumentado se for ímpar. 
Por exemplo, o número 43,55 é arredondado para 43,6 considerando três 
algarismos significativos. Se mantivermos apenas três algarismos significativos no 
número 1,425 x 10-9, ele fica 1,42 x 10-9. 
 
2 OBJETIVOS 
 
• Introduzir conhecimentos relacionados a duas propriedades (gerais) físicas da 
matéria (massa e volume) 
• Determinar a propriedade específica da matéria (densidade) a partir da massa 
e volume. 
 
3 MATERIAIS E MÉTODOS 
 
3.1 MATERIAIS E REAGENTES 
• Provetas com diferentes graduações (25 mL, 50 mL e 100 mL) 
• Metais sólidos (pregos, fios de cobre, porcas, etc) 
28 
 
• Pinça 
• Pisseta 
• Balança analítica 
 
3.2 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
• Utilizando a balança, determine a massa de uma pequena amostra metálica. 
Anote na TABELA 1 o valor encontrado (em gramas). 
• Em uma proveta de tamanho adequado para a amostra, coloque volume 
suficiente para cobrir a amostra quando esta for imersa; anote este volume exato. 
Fique atento às orientações do professor quanto à forma correta de fazer a leitura, 
evitando erro de paralaxe. 
• Com muito cuidado e inclinando a proveta, mergulhe a amostra metálica na 
água. Uma pinça ou espátula podem auxiliar nessa tarefa. Observe o deslocamento de 
água; anote este volume final. O que representa esse deslocamento? 
• Calcule e complete na tabela a diferença entre o valor final e o inicial (água 
deslocada). Divida a massa da amostra metálica pelo valor da água deslocada. Anote 
na tabela. 
• Repita o procedimento com outras duas amostras do mesmo metal. Faça uma 
média. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
29 
 
TABELA 1 – DADOS OBTIDOS E CALCULADOS 
 
 Repetição 
Amostr
a 
 Dados 
 
1 2 3 Média Densidade * 
 
 
Metal 1 
 
m (g) 
 
 
Vf – V i (mL) 
 
Metal 2 
m (g) 
 
 
Vf – V i (mL) 
 
 
 
Metal 3 
m (g) 
 
 
Vf – V i (mL) 
 
 
 
Metal 4 
m (g) 
 
 
Vf – V i (mL) 
 
 
 
Nota: Expressar o resultado com o número correto de algarismos significativos 
 
*
d(gmL
− 1
)=
mmédia(g)
(V f − V i)médio(mL)
* 
 
 
A partir dos dados de densidade obtidos, compare com os valores da TABELA 2. 
 
 
 
TABELA 2 – DENSIDADE DE ALGUNS MATERIAIS 
 
Material Densidade 
(g/cm3) 
Alumín
io 
2,70 
Cobre 8,93 
Estanh
o 
7,29 
Ferro 7,87 
Zinco 7,00 
Prata 10,50 
Chum
bo 
11,30 
Ouro 19,40 
Aço 
inox 
7,85 
Latão 8,73 
Mercúr
io 
13,53 
Vidro 2,50 
 
30 
 
 
4 QUESTÕES 
 
1. Por que foi orientado que se determinasse a massa do bloco metálico utilizando 
uma balança e não o seu peso? São coisas diferentes? 
2. O que representa o deslocamento de água, quando mergulhamos o bloco 
metálico nela? 
3. Com base em orientações de pesquisa do professor e nos dados obtidos com o 
experimento, qual pode ser a constituição química da amostra metálica? 
4. A matéria pode alterar seu estado físico? De que maneira? Que fatores 
influenciam? 
5. Ponto de fusão (PF), ponto de ebulição (PE) são propriedades gerais ou 
específicas? Por quê? Que importância elas têm? 
6. Escreva cada resposta usando as regras para cálculos com algarismos 
significativos. 
a) 1,021 + 2,69 = 
b) 12,3 – 1,63 = 
c) 4,34 * 9,2 = 
d) 0,0602 / (2,113) = 
e) 1,0 + 2,1 + 3,4 + 5,8 = 
f) 106,9 – 31,4 = 
g) 107,868 – (2,113 x 102) + (5,623 x 103) = 
7. Arredonde cada número como se indica: 
a) 1,2367 para 4 algarismos significativos 
b) 1,2384 para 4 algarismos significativos 
c) 0,1352 para 3 algarismos significativos 
d) 2,051 para 2 algarismos significativos 
e) 2,0050 para 3 algarismos significativos 
 
 
 
 
 
31 
 
AULA PRÁTICA 4 – SEPARAÇÃO DE MISTURAS (I) 
 
1 INTRODUÇÃO 
 
1.1 SUBSTÂNCIAS E MISTURAS 
 
As misturas são o resultado de uma combinação de duas ou mais substâncias, 
simples e/ou compostas (TABELA 1). 
 
TABELA 1 - DIFERENÇAS ENTRE MISTURAS E SUBSTÂNCIAS 
Mistura Substâncias 
Os componentes podem ser separados 
usando-se técnicas físicas 
Os componentes não podem ser separados usando-se 
técnicas físicas 
A composição é variável A composição é fixa 
As propriedades estão relacionadas com 
as dos seus componentes 
As propriedades são distintas dos seus componentes 
(os átomos dos elementos químicos) 
 
As misturas podem ser classificadas como: sólido-líquido, líquido-líquido, líquido-
gás, sólido-sólido, sólido-gás e gás-gás. A mistura na qual é possível a detecção de 
pelo menos uma das substâncias que a compõem por meio do uso de microscópio, ou 
mesmo a olho nu, é chamada mistura heterogênea. Aquelas em que essa distinção não 
pode ser determinada são chamadas de misturas homogêneas, que também são 
conhecidas como soluções. 
 
1.2 SEPARAÇÃO DE MISTURAS 
 
Os métodos de separação consistem geralmente em processos físicos, porém 
estão quase sempre associados a aplicações químicas. Dentre eles pode-se citar: 
decantação, filtração simples, filtração à vácuo, catação, peneiração, separação 
magnética, dissolução fracionada, evaporação, destilação simples, destilação 
fracionada. 
 
1.2.1 Separação por filtração 
A filtração pode ser definida como um processo de separação de material sólido em 
suspensão em um líquido, ou gás. Neste processo, o líquido ou o gás passa através de 
poros de um filtro (que pode ser natural ou sintético) e o sólido fica retido, por ser maior 
32 
 
que os poros do filtro. A filtração pode ser realizada de forma simples ou a vácuo (sem 
a presença de ar no recipiente que vai recolher o líquido filtrado): 
 a) Filtração simples: é um método experimental de separação de misturas 
heterogêneas constituídas de uma fase sólida e uma fase fluída, em geral, um líquido. 
É amplamente utilizada tanto para se eliminar partículas sólidas da fase fluída quanto 
para se isolar um sólido disperso ou suspenso num líquido. A filtração pode ser usada 
tanto em escala de laboratório quanto em escala industrial e consiste em escoar a 
mistura através de um filtro, o qual deixa passar o líquido e retém o sólido. No caso da 
filtração de misturas de sólidos e líquidos, o filtro é normalmente feito de papel e é 
suportado por um funil de vidro, o qual direciona o líquido para a base e facilita o 
acúmulo do sólido para posterior recuperação. O líquido recuperado é denominado 
filtrado. 
 b) Filtração à vácuo: é usada especialmente para recolher um sólido, por 
exemplo os cristais resultantes de um processo de recristalização. Este processo é 
mais rápido que a filtração por gravidade uma vez que o solvente ou solução é forçado 
através do filtro por aplicação de redução de pressão. 
 Independente do tipo de filtração, a escolha do meio filtrante é o critério mais 
importante para que se obtenham resultados satisfatórios. Há uma grande variedade 
de meios filtrantes que diferem tanto na eficiência quanto no tipo de aplicação. Os 
meios filtrantes mais conhecidos são: papel de filtro, cadinho de Gooch e cadinho de 
vidro sinterizado. 
 Os meios filtrantes precisam ter algumas propriedades de modo que se tenha 
maior eficiência com o menor custo possível: capacidade de manter os sólidos reunidos 
sobre os poros logo que se inicia a alimentação; baixa taxa de retenção de sólidos 
dentro dos interstícios; resistência mínima ao escoamento do filtrado; inércia química 
frente à mistura a ser filtrada; resistência suficiente para suportar a pressão, o tempo e 
a temperatura de filtração; resistência ao desgaste mecânico; facilidade na 
recuperação do sólido filtrado. Cada tipo de meio filtrante tem umaaplicação mais 
adequada. 
O papel de filtro seco é usado quando se tem uma solução cuja concentração não 
se deseja alterar e as perdas de volume não importam (FIGURA 1). Sanfonar o papel 
33 
 
para aumentar a superfície de filtração e para que se ajuste melhor ao funil (FIGURA 
2). 
O papel de filtro molhado é usado quando se quer separar perfeitamente 
substâncias que ficam retidas no papel de filtro. É necessário lavar o papel de filtro 
para assegurar esta separação. Para assentar o papel no funil, dobrar em quatro, 
rasgar uma pontinha, colocar no funil e molhar com uma pisseta. Arrumar para que 
fique bem aderido ao funil. 
A porosidade e tamanho do papel deve ser escolhido de acordo com a natureza do 
material que ficará retido no filtro. 
 
FIGURA 1 - DOBRA COMUM DE PAPEL 
DE FILTRO. 
FIGURA 2 - DOBRA DE PAPEL DE FILTRO 
(SANFONADO). 
 
 
2.2 
2.3 
2.4 
2.5 
2.6 
2.7 
2.8 
2.9 
Separação por evaporação 
 
 
 
1.2.2 Separação por evaporação 
 
 Enquanto a filtração aplica-se à separação de misturas heterogêneas, a 
evaporação é um processo físico para separar os componentes de uma mistura 
homogênea. Na evaporação, normalmente a fase líquida (solvente) evapora sob a ação 
de calor, deixando a fase sólida (soluto). Para tanto os pontos de ebulição de soluto e 
solvente devem ser muito distintos. Na evaporação não há interesse em coletar o 
34 
 
vapor que se desprende da mistura; para este tipo de coleta seria necessário o uso de 
destilação. 
 
2 OBJETIVOS 
 
• Aplicar o método de filtração para a separação de componentes de uma 
mistura heterogênea de solução salina e areia. 
• Calcular a porcentagem de sal e areia constituintes de um sistema material. 
• Verificar o procedimento de uma filtração à vácuo que será demonstrado pelo 
professor. 
• Aplicar o método de evaporação para a separação de uma mistura 
homogênea de sal e água. 
 
3 MATERIAIS E MÉTODOS 
 
3.1 MATERIAIS E REAGENTES 
 
O aparato experimental para filtração simples consiste dos seguintes componentes: 
• Anel de ferro 
• Suporte universal 
• Funil 
• Papel de filtro 
• Proveta de 100 mL 
• Mistura sal-areia 
• Tela de amianto 
• Tripé 
• Balança semi-analítica 
• Bastão de vidro 
• 2 béqueres de 250 mL 
• Bico de gás 
• Espátula metálica 
• Estufa de secagem a 105 oC 
35 
 
O aparato experimental para filtração à vácuo consiste dos seguintes componentes 
(demonstrativo): 
• Kitasato, 
• Bomba de vácuo 
• Funil de Buchner 
• Papel de filtro 
• Leite 
• Vinagre 
• 2 béqueres de 250 mL 
• 2 provetas de 50 ou 100 mL 
• Bastão de vidro 
• Conta-gotas 
 
3.2 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
3.2.1 Filtração simples e evaporação 
• Pese, em um béquer de 250 mL e utilizando a balança semi-analítica, 
aproximadamente 10 g da mistura sal-areia. Acrescente água suficiente para dissolver 
o sal, utilizando proveta e bastão de vidro para ajudar na dissolução do sólido. 
• Pese um círculo de papel de filtro e monte um equipamento de filtração 
simples e recolha a água salgada num béquer de 250 mL, previamente tarado 
(FIGURA 3). 
• Encostar o funil no béquer para que as gotas não espirrem e para ajudar a 
filtração. 
• Lembrar que numa transferência quantitativa todo o material deve ser transferido, 
não pode haver perdas (FIGURA 4). 
• Coloque o béquer com água salgada sobre a tela de amianto e evapore a água. 
Esfrie. Pese o béquer e o seu conteúdo. 
• Seque o papel de filtro e a areia em estufa, a 105 oC. Pese a areia seca. 
 
 
 
36 
 
FIGURA 3 - USAR O BASTÃO DE VIDRO 
PARA GUIAR O LÍQUIDO. 
 
FIGURA 4 - LAVAR O RECIPIENTE ANTERIOR 
E O BASTÃO COM PISSETA . 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3.2.2 Filtração à vácuo (Demonstrativa - Precipitação da caseína do leite) 
Em um erlenmeyer, colocar 25 mL de leite. Acrescentar, gota a gota, sob agitação, 
o vinagre até a formação de um precipitado. Proceder a filtração do precipitado obtido. 
 
• Montar a aparelhagem necessária (FIGURA 5); 
 
 FIGURA 5 – SISTEMA DE FILTRAÇÃO A VÁCUO. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
• Ligar a bomba de vácuo. Quando ligada, ela suga todo o ar do interior do 
kitassato por meio da mangueira de borracha que os conecta; 
37 
 
• Despejar a mistura no interior do funil de Buchner; 
• O material sólido fica retido no papel de filtro, e o líquido é recolhido no 
interior do kitassato. O líquido cai mais rápido porque não existe ar no interior do 
kitassato para resistir à sua queda. 
 
4. QUESTÕES 
 
a) No cotidiano lida-se o tempo todo com misturas, tanto heterogêneas quanto 
homogêneas. Diferencie misturas homogêneas e heterogêneas e exemplifique. 
b) Quais os tipos de processos que podemos utilizar para separar misturas 
sólido – líquido e sólido – sólido? 
c) Qual a dobra de filtro utilizada nesta prática? Por quê? 
d) Qual a função da tela de amianto? 
e) Quando optar pela filtração à vácuo? 
f) Pesquise sobre os tipos de meios filtrantes e suas aplicações. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
38 
 
AULA PRÁTICA 5 – SEPARAÇÃO DE MISTURAS (II) 
 
1 INTRODUÇÃO 
 
1.1 DESTILAÇÃO 
A separação de substâncias de uma mistura homogênea requer métodos mais 
enérgicos tais como a destilação simples, a destilação fracionada, a destilação por 
arraste de vapor, etc. Tais processos baseiam-se em propriedades dos líquidos que os 
permitem mudar de fase. Se um líquido for introduzido num recipiente onde se aplica 
vácuo, ele evapora, ou desprende vapores, até que atinja uma pressão definida, 
característica de cada líquido e dependente da temperatura. 
Quando a pressão de vapor de um líquido se torna igual à pressão total exercida 
sobre a superfície, ele entra em ebulição. Isto significa que as bolhas se formam no 
seio do líquido, na superfície das paredes do frasco, ou na superfície das pérolas de 
vidro (colocadas no fundo do frasco para facilitar a ebulição e evitar ebulição 
tumultuosa) e perpassam o seio do líquido chegando à superfície. Esta movimentação 
típica é chamada de ebulição. A temperatura em que se dá a ebulição na pressão de 1 
atm, é o ponto de ebulição do líquido. Se a pressão exercida sobre a superfície do 
líquido baixar ou subir, o ponto de ebulição diminui ou sobe também. 
Na destilação aproveita-se da propriedade de cada sustância líquida ter uma 
temperatura de ebulição e ser estável nesta temperatura. A destilação é o processo de 
separação de um composto misturado a outro, sendo este outro sólido ou líquido, 
formando uma fase líquida, por exemplo: água + sal e água + álcool, respectivamente. 
A condição é que a substância a ser destilada deve ter um ponto de ebulição 
diferenciado e mais baixo do que os demais da mistura. Em geral, o destilado é uma 
substância pura; contudo existem certos compostos que em determinadas proporções 
adquirem propriedades de uma substância pura e destilam juntas. Estas misturas, na 
fase líquida, são denominadas misturas azeotrópicas. Por exemplo, quando a água e o 
álcool estiverem misturados na proporção de 4,4% de água para 65,6% de álcool, em 
massa, os dois destilam juntos a 78,15 °C, como se fossem uma substância pura. 
 
1.2 SOLUBILIDADE, DENSIDADE E POLARIDADE DE SUBSTÂNCIAS 
39 
 
A água é uma substância polar, assim como o sal de cozinha (cloreto de sódio). 
Por isso, quando misturamos os dois, o sal dissolve-se na água e forma uma mistura 
homogênea e bastante polarizada. A gasolina, por sua vez, é uma substância apolar, e 
o etanol apresenta uma parte de sua molécula apolar e outra polar. Por esse motivo, o 
álcool dissolve-se na gasolina. Assim, a mistura gasolina e etanol também é 
homogênea. 
Quando colocamos no mesmo recipiente as duas misturas homogêneas, o etanol, 
que apresenta uma regiãopolar em sua molécula, automaticamente passa a interagir 
com a mistura de água e cloreto de sódio, dissolvendo-se nela. Com isso, a gasolina é 
separada do etanol. Com o tempo, a gasolina desloca-se para cima da mistura de 
água, cloreto de sódio e etanol por ser menos densa. 
 
1.3 CROMATOGRAFIA 
A cromatografia é um processo que tem como base a diferença de solubilidade de 
duas ou mais substâncias, podemos efetuar a separação delas em um meio líquido ou 
mesmo sólido. A separação dos pigmentos da tinta de caneta só foi possível porque os 
pigmentos mais solúveis em álcool “caminharam” pelo papel com a mesma velocidade 
do álcool, enquanto os menos solúveis foram ficando para trás. 
O acompanhamento de vários processos químicos é feito com base nesta técnica. 
Este princípio, utilizado em equipamentos modernos, permite a separação de 
substâncias contidas em uma mistura com volume até milhares de vezes menores que 
uma gota de água. 
 
2 OBJETIVOS 
• Separar uma solução de um sólido dissolvido em água e testar se a destilação foi 
satisfatória. 
• Determinar o teor de álcool etílico na gasolina Comercial. 
• Interpretar os conceitos de solubilidade. 
• Ver na prática como ocorre a separação dos componentes de uma mistura por 
meio da técnica de cromatografia em papel. 
 
3 MATERIAIS E MÉTODOS 
40 
 
3.1 MATERIAIS E REAGENTES 
3.1.1 Aparato para destilação simples (demonstrativa) 
• Suporte Universal; 
• Garras; 
• Condensador; 
• Balão de 100 ou 250 mL (dependendo do tamanho na manta de 
aquecimento); 
• Manta de Aquecimento; 
• Pérolas de Vidro; 
• Duas provetas de 100 mL; 
• Três tubos de ensaio pequenos; 
• Estante para tubos de ensaio; 
• Juntas de Acoplamento; 
• Mangueira para passar água. 
• NaCl 
• Água Destilada 
• Solução 0,5 mol L-1 de AgNO3 
 
3.1.2 Aparato experimental para determinação do teor de álcool na gasolina 
• Garra em argola 
• Suporte universal 
• Funil de separação 
• NaCl (sólido) 
• Gasolina comercial 
• Funil de decantação 
• Garra para o funil 
• Proveta de 100 mL 
• Cromatografia em papel 
• Papel filtro (tiras de 4 cm x 13 cm); 
• Bastão de vidro; 
41 
 
• Canetinhas coloridas hidrográficas (preferencialmente nas cores marrom, 
azul, preta, verde, amarela e vinho) ou corantes alimentícios; 
• Fita adesiva; 
• Água; 
• Etanol; 
• Hexano; 
• Béquer. 
 
3.2 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
3.2.1 Destilação Simples 
 
A) Destilação 
• Adicione ao balão de destilação algumas pedras de ebulição (pérolas de 
vidro). 
• Colete 50 mL de uma solução de NaCl para dentro do balão com o auxílio de 
uma proveta (para medir o volume). 
• Com o auxílio de um funil de vidro de haste longa, transfira os 50 mL da 
solução de NaCl para o balão de fundo redondo. 
• Inicie o aquecimento do sistema. 
• Observe atentamente o sistema enquanto ocorre o aquecimento, 
constantemente observando a temperatura que é registrada no termômetro. 
• Observe o início da destilação, atentando para o que ocorre, visualmente, 
com a amostra. 
• Numa destilação os primeiros 5% (em relação à quantidade inicial contida no 
balão) devem ser descartados por ainda conter impurezas. 
• Os últimos 5% também devem ser descartados. Assim colete os 
aproximadamente 2,5 mL num Becker. Em seguida, troque este Becker outro Becker 
limpo. 
• A destilação prosseguirá até que se obtenha de 15 a 20 mL do destilado 
(Pode destilar direto em uma proveta, para a medição do volume). 
 
42 
 
B) Teste do Destilado 
• Após a destilação se faz necessário um teste para verificar se a destilação foi 
bem-sucedida. Assim, deve-se testar o destilado a fim de saber se ainda existe a 
presença do NaCl. Para tanto siga os passos descritos abaixo: 
• Adicione 2 mL de solução 0,5 mol L-1 de AgNO3 (Nitrato de prata) nos 3 tubos 
de ensaio. 
• Numere-os como tubo 1, 2 e 3, respectivamente. 
• Ao tubo 1 adicione 2 mL de solução de NaCl. Observe que ocorre a formação 
de um precipitado (ou turvamento) de coloração branca. O precipitado formado é o 
AgCl (cloreto de prata). Assim, o tubo 1 servirá como referência para os demais tubos. 
• Adicione 2 mL da cabeça de destilação 2. Observe o que acontece. 
• Adicione 2 mL do líquido do meio (corpo) da destilação no tubo 3. Observe o 
que acontece. 
 
3.2.2 Determinação do teor de álcool na gasolina. 
• Colocar 50 mL de gasolina comercial em um funil de separação de 100 mL, 
• Adicionar 30 ml de solução aquosa de NaCl 10% 
• Tapar o funil e agitar com cuidado para evitar a formação de emulsão, 
invertendo-o verticalmente de forma lenta. 
• Deixar em repouso (10 minutos) e aguardar até a completa definição da 
interface entre as duas fases. 
• Recolher a fase aquosa em uma proveta e verificar a variação do volume da 
fase aquosa (inicial 30 mL) 
• Determine o teor de álcool na gasolina. 
 
𝑇(%) = (𝑉𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙−𝑉𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙) 
 𝑉𝑔𝑎𝑠𝑜𝑙𝑖𝑛𝑎×100 
 
Atenção: Não descarte a mistura da proveta na pia, use o funil de separação e 
separe a gasolina “sem álcool” em recipiente próprio, a fase aquosa pode ser 
descartada na pia. 
 
43 
 
3.2.3 Cromatografia em papel 
• Colocar pingos da tinta de cada caneta ou dos corantes alimentícios na parte 
inferior da tira de papel. Tome o cuidado para não colocar muito na extremidade, deixe 
cerca de 2,0 cm de base. 
• A distância entre os pontos também não deve ser muito pequena; deve ser 
cerca de 1,0 cm. 
• Prenda esta tira na vertical em um bastão de vidro que ficará sobre béquer na 
horizontal. Prenda com a fita adesiva. 
• Enumere três béqueres. Sobre a bancada, coloque no béquer 1 água e no 
béquer 2 etanol. Na capela de exaustão coloque no béquer 3 hexano (este béquer 
deve ser mantido na capela todo o tempo). 
Atenção: Não encha o copo, coloque apenas uma quantidade suficiente para 
molhar a ponta da tira de papel sem alcançar a tinta (aproximadamente 1,5 cm). 
• Coloque as tiras nos béqueres 1 e 2 ao mesmo tempo e conforme a ilustração 
abaixo. Observe o que ocorre com o tempo e quando o líquido subir por todo o papel, 
retire-o e deixe-o secar. 
• Repita este processo para o solvente hexano (capela de exaustão). 
• Anote os fatos observados. 
FIGURA 1 – SISTEMA PARA CROMATOGRAFIA. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
44 
 
AULA PRÁTICA 6 
ÁTOMO DE BOHR E A ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS 
 
 
 
1 INTRODUÇÃO 
1.1 MODELO ATÔMICO DE BOHR 
O físico dinamarquês Niels Bohr, foi quem propôs o primeiro modelo quântico do 
átomo, combinando as ideias de Planck, Einstein e Rutherford para explicar o espectro 
de emissão do átomo de hidrogênio. A partir daí o modelo atômico tem sido tratado 
com similaridade a um sistema planetário, onde os elétrons (carga negativa) estão 
distribuídos em órbitas de energias definidas, ao redor de um núcleo pequeno onde se 
encontram prótons (carga positiva) e nêutrons (sem carga) (FIGURA 1a). 
Somente são permitidas para os elétrons em um átomo órbitas com raios e 
energias definidas; para promover transições eletrônicas em um átomo é necessário 
fornecer energia para que elétrons da camada de valência passem para um nível de 
energia mais elevado, o estado excitado. O estado excitado é meta-estável (de 
curtíssima duração) e, portanto, o elétron retorna imediatamente ao seu estado 
fundamental, liberando a energia recebida na forma de radiação (Figura 1b). 
 
 FIGURA 1 – ÁTOMO DE BOHR (a) E EXCITAÇÃO DO ELÉTRON (b) 
(a) (b) 
 
 
 Como a energia para excitar um elétron é quantizada e única para cada elemento, 
ao fornecer certa quantidade de energia os elétrons serão excitados e retornarão ao 
estado fundamental liberando radiação com comprimento de onda característico, 
referente à energia absorvida/emitida (Equação 1).(Equação 1) 
 onde: h= 6,63x10-34 J.s e c= 3x108m s-1 
E= h.
c
λ
45 
 
Se esta radiação apresentar comprimento de onda (λ) na faixa do espectro visível 
(FIGURA 2), o olho humano é capaz de detectá-la através de cores. 
FIGURA 2 – 
ESPECTRO 
ELETROMAGNÉTIC
O 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1.2 TRANSIÇÕES ELETRÔNICAS – TESTE DE CHAMA 
No teste de chama, energia na forma de calor é fornecida aos átomos de 
determinados elementos químicos propiciando excitação de parte dos elétrons de 
valência, que ao retornar ao estado fundamental emitem a energia absorvida. Esta 
energia, associada a comprimentos de onda na região do visível, permite a 
identificação dos elementos químicos por meio de cores características, produzidas na 
chama (TABELA 1). 
 
TABELA 1 – CORES EMITIDAS POR ALGUNS ELEMENTOS. 
 
Elemento Cor emitida no teste de 
chama 
Bário (Ba) Verde 
Cálcio (Ca) Vermelho tijolo 
Chumbo (Pb) Azul 
Cobre (Cu) Azul esverdeado 
Estrôncio (Sr) Vermelho 
Lítio (Li) Vermelho carmim 
Potássio (K) Violeta 
Sódio (Na) Amarelo 
 
A temperatura da chama do bico de Bunsen (FIGURA 3) é suficiente para excitar 
uma quantidade de elétrons de certos elementos, com considerável certeza e 
46 
 
sensibilidade, através da observação visual da chama. Porém, a quantidade de 
elementos detectáveis é pequena e existe uma dificuldade em detectar concentrações 
baixas de alguns elementos, enquanto que outros elementos produzem cores muito 
fortes que tendem a mascarar sinais mais fracos. 
 
FIGURA 3 - BICO DE BUNSEN 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1.2 TRANSIÇÕES ELETRÔNICAS – FLUORESCÊNCIA E FOSFORESCÊNCIA 
Outra forma de promover transições eletrônicas é o uso de radiação (luz) como 
fonte de energia. Se um material recebe incidência de luz (fótons) com energia 
suficiente para promover transições eletrônicas, e emite essa energia como radiação 
na região do visível, irá ocorrer os fenômenos de fluorescência ou de fosforescência: 
na fluorescência a emissão de luz é instantânea e cessa quando a fonte de luz é 
desligada, pois ocorrem apenas as transições do estado excitado para o estado 
fundamental; na fosforescência, a emissão de luz pode durar até horas após a fonte de 
luz ser desligada, como consequência de transições eletrônicas para estados excitados 
intermediários, antes do retorno ao estado fundamental. 
 
2 OBJETIVOS 
• Provocar transições eletrônicas em átomos de elementos químicos 
formadores de determinados compostos e identificá-los por meio das colorações 
produzidas no teste de chama. 
• Provocar transições eletrônicas em materiais fluorescentes e fosforescentes 
por meio de radiação (luz). 
47 
 
3 MATERIAIS E MÉTODOS 
 
3.1 TESTE DE CHAMA 
3.1.1 MATERIAIS E REAGENTES 
• Bastões de vidro 
• Fio de platina ou níquel-cromo 
• Como alternativa, ao invés de usar os sólidos, poderá ser usada solução 
aquosa diluída dos sais, em tubos de ensaio. Neste caso não precisa de álcool gel. 
• Bico de Bunsen 
• Vidro de relógio 
• Béquer ou tubo de ensaio 
• Sais dos metais a serem utilizados (bário, sódio, cobre, lítio, potássio, 
estrôncio, cálcio) 
• Solução de HCl 6 mol L-1 
• Álcool gel 
 
3.1.2 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
• Identificar os sais que serão utilizados, destacando o elemento metálico 
presente; 
• Recomenda-se deixar o sal de sódio para ser o último a ser analisado. 
• Acender a chama do bico de Bunsen e calibrar a entrada de ar para obter 
uma chama azulada quase transparente; 
• Limpar os fios metálicos de níquel-cromo que serão utilizados no 
experimento: mergulhar o fio na solução de HCl, e em seguida, aquecer ao rubro na 
chama do bico de Bunsen. Esse processo deve ser repetido até que a chama do bico 
de Bunsen não altere sua coloração; 
• OPÇÃO 1: Mergulhar o fio limpo no álcool gel e em seguida na pequena 
porção do sal disposta no vidro de relógio. Levar cada substância à chama e observar 
a coloração resultante. 
• OPÇÃO 2: No caso de utilizar soluções aquosas diluídas dos sais, separar 
uma pequena porção de cada solução em tubos de ensaios. Mergulhar o fio limpo 
diretamente na solução do sal e levar imediatamente à chama. 
48 
 
• Anotar o resultado em uma tabela. Comparar os resultados obtidos com a 
literatura. 
 
TABELA 2 – RESULTADOS EXPERIMENTAIS. 
 
ELEMENTO COR DA CHAMA FAIXA DE COMPRIMENTO DE ONDA 
 
 
 
 
 
 
 
 
3.2 FLUORESCÊNCIA E FOSFORESCÊNCIA 
 
3.2.1 MATERIAIS 
• 1 lâmpada de luz fria e 1 lâmpada de luz negra (UV-A) conectadas à energia 
elétrica 
• Materiais fluorescentes e fosforescentes 
• Local escuro, promovido por tecido ou papel preto no entorno, fundos e base. 
 
3.2.2 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
• Em local escuro, destinado ao experimento, dispor os materiais fluorescentes 
e fosforescentes a serem testados; 
• Empregar primeiramente a lâmpada comum (fluorescente - fria) para iluminar 
de forma isolada cada material, por cerca de 15 segundos. Desligar a lâmpada e 
registrar as observações; 
• Repetir o mesmo procedimento empregando a lâmpada de luz negra (UV-A); 
• Se necessário refazer os testes utilizando maior tempo de exposição dos 
materiais à fonte de luz. 
 
 
49 
 
4. QUESTÕES 
a) Explique se suas observações podem ser sustentadas pelo que foi descrito 
na literatura. 
b) Qual região do espectro foi utilizada nessa aula? 
c) Quais foram os cuidados necessários durante a realização da prática? 
d) Qual a região do Bico de Bunsen utilizada? Por quê? 
e) Por que a lâmpada comum (luz fria) e a lâmpada de luz negra provocaram 
resultados diferentes nos materiais testados? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
50 
 
AULA PRÁTICA 7 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS (Macro) 
 
1 INTRODUÇÃO 
 
1.1 PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
A tabela periódica dos elementos químicos é a disposição sistemática dos 
elementos, na forma de uma tabela em função de suas propriedades. É muito útil para 
prever as características e propriedades dos elementos químicos. Permite, por 
exemplo, prever o comportamento de á tomos e das moléculas deles formadas, ou 
entender por que certos átomos são extremamente reativos enquanto outros são 
praticamente inertes. 
A tabela periódica (FIGURA 1) se encontra organizada em períodos (elementos de 
um mesmo período possuem o mesmo número de níveis eletrônicos) e grupos 
(elementos do mesmo grupo têm o mesmo número de elétrons na camada mais 
externa ou de valência e dessa forma a presentam comportamento químico 
semelhante). 
FIGURA 1 – PROPRIEDADES PERIÓDICAS. 
 
 
 
51 
 
Têm-se como propriedades periódicas (FIGURA 1) as tendências que certos 
elementos químicos apresentam de acordo com sua posição na tabela periódica, 
como por exemplo: raio atômico, eletronegatividade, afinidade eletrônica e 
potencial de ionização. Todos eles variam conforme os períodos e grupos crescem 
ou decrescem, sendo que esta afirmação foi comprovada experimentalmente. 
 
1.2 RAIO ATÔMICO 
É a propriedade que identifica o tamanho do átomo, que é a distância entre o 
núcleo do átomo e a eletrosfera. Existem dois critérios para definir o tamanho de uma 
átomos, o primeiro é a quantidade de níveis que um átomo possui e o segundo é a 
quantidade de prótons quanto maior ele for maior será a atração entre os elétrons. O 
césio é o elemento químico que possui o maior raio atômico da tabela periódica. 
 
1.3 ENERGIA DE IONIZAÇÃO 
É a energia indispensável para retirar um ou mais elétrons de um átomo isolado no 
estado gasoso. Dependendo do tamanho do átomo essa energia varia. Se for pequeno, 
há pouca energia de ionização. Para os elementos de uma mesma família, essa 
energia amenta de baixo para cima, já no mesmo período a energia aumenta da 
esquerda para a direita. 
 
1.4 POTENCIAL DE IONIZAÇÃO 
É a energia indispensável para retirarum elétron de um átomo isolado no estado 
gasoso. Assim, esse potencial irá depender do tamanho do átomo. Quanto maior, 
menor é seu potencial de ionização. 
 
1.5 AFINIDADE ELETRÔNICA 
É um tipo de energia liberada por um átomo isolado que está no estado gasoso 
durante a captura de um elétron. Numa família ou período, se o raio for menor, a 
afinidade eletrônica é aumentada. 
 
1.6 ELETRONEGATIVIDADE 
É a atração de um átomo para receber elétrons em uma ligação química. Ela 
52 
 
ocorre de baixo para cima e da esquerda para a direita na tabela periódica. 
 
1.7 ELETROPOSITIVIDADE 
É a perda de elétrons de um átomo em uma ligação química. Quanto mais perda 
ele tiver maior serão as chances de ele ter o caráter metálico. Na tabela periódica, a 
eletropositiva de aumentada da direita para a esquerda nos períodos e nas famílias de 
cima para baixo. 
 
1.8 REATIVIDADE 
 A reatividade está relacionada com a avaliação que fazemos sobre a 
ocorrência ou não de uma reação entre substâncias. Para saber se a reação 
ocorrerá ou não, basta simplesmente analisar a reatividade entre esses 
elementos na Tabela Periódica. Para isso, é importante saber que essa análise 
passa por duas etapas: 
1. Estudo da reatividade dos metais; 
2. Estudo da reatividade dos ametais. 
 A reatividade é uma propriedade periódica não avaliada para os gases 
nobres (família VIIIA). Na FIGURA 2 é apresentada a fila de reatividade para 
metais e ametais. 
 
FIGURA 2 – FILA DE REATIVIDADE 
 
 
1.8.1 REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO 
As reações de oxirredução são caracterizadas pela transferência de elétrons entre, 
pelo menos, duas espécies envolvidas. Deve-se, entretanto, considerar a reatividade 
dos metais, pois quando o metal é menos reativo que o gás hidrogênio, não há a 
53 
 
formação do mesmo. 
Quando uma substância simples reage com uma substância composta e “desloca”, 
desta última, um elemento que irá formar uma nova substância simples. 
A + BC → AC + B 
Para que a reação ocorra, A tem que ser mais reativo que B. 
Como pode-se observar nas reações seguintes, o ferro é mais reativo que o cobre 
e o hidrogênio. 
Fe(s) + CuSO4(aq) → FeSO4(aq) + Cu(s) 
Fe(s) + 2HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2(g) 
 
Na maioria das reações químicas, ao utilizar uma base forte na presença de um 
metal, irá ocorrer a liberação de gás hidrogênio e formação de algum outro produto que 
depende dos reagentes utilizados. 
O hidrogênio é uma fonte promissora de energia, porque esse gás é limpo 
proporciona um elevado calor de combustão. A reação de metais com água para 
produzir hidrogênio já foi muito investigada. Quando elementos metálicos dos grupos IA 
e IIA da tabela periódica entram em contato com a água o correspondente hidróxido de 
metal e hidrogênio são formados. No entanto, a reação com alumínio ocorre na 
presença de uma solução alcalina concentrada (NaOH ou KOH). Uma vez que a 
superfície do metal tem uma camada passiva muito fina de Al2O3 em sua superfície que 
impede o ataque direto das moléculas de água 
 
Al(s) + 2H2O(l) → Al(OH)3(aq) + 3/2 H2(g) (não ocorre) 
2Al(s) + 2NaOH(aq) + 6 H2O(l) → 2Na+
 (aq) + 2 [Al(OH)4]- (aq) + 3H2(g) (ocorre) 
 
 
2 OBJETIVOS 
Identificar algumas propriedades periódicas dos metais e não metais como: 
características físicas, condutividade elétrica e reatividade. 
 
3 MATERIAIS E MÉTODOS 
3.1 MATERIAIS E REAGENTES 
54 
 
• Pilhas ou bateria equivalente a 5V 
• Lâmpada de lanterna ou LED 
• Fios para conexão 
• Fita isolante 
• Imã 
• Tubos de ensaio 
• Lã de aço 
• Kitassato 
• Mangueira 
• Funil 
• Bexiga 
• Solução de HCl 4 mol L-1 
• Solução de NaOH 6 mol L-1 
• Amostras de metais: Alumínio (papel alumínio e pedaços do metal), Cobre 
(fios e pedaços do metal), Carbono (grafite), Magnésio (fita de magnésio), Enxofre e 
Ferro (pregos) 
 
3.2 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
3.2.1 Teste visual: inicialmente faça observações dos aspectos físicos das 
amostras como cor, brilho, maleabilidade. 
 
3.2.2 Teste de ferromagnetismo 
Com o auxílio de um imã cheque quais amostras são atraídas ou não por ele ao 
aproximá-lo. 
 
3.2.3 Teste de condutividade elétrica 
• Com os fios, pilha e a lâmpada, faça um circuito e cheque se a lâmpada 
acende; 
• Após o sistema estar funcionando conecte um dos fios ligado a um dos polos 
da pilha em uma das amostras e então conecte a amostra na lâmpada. Se a lâmpada 
acender ao encostar na amostra significa que a mesma é condutora elétrica. 
55 
 
 
3.2.4 Teste de reatividade 
a) Reações de simples troca 
• Adicione cerca de 2 mL de HCl 4 mol L-1 em cada um dos 5 tubos de ensaio. 
Observe e anote suas características iniciais; 
• Separe as 5 amostras e adicione uma em cada tubo. Aguarde cerca de 10 
minutos. Enquanto isso observe e anote qualquer alteração que ocorrer como liberação 
de gás, formação de bolha, mudança de coloração e variação de temperatura. Tente 
anotar também a intensidade com que essas alterações ocorrem, por exemplo, 
amostra A liberou mais bolhas que a amostra C e assim por diante; 
• Com estas informações tente estabelecer uma ordem de reatividade. 
 
b) Produção de hidrogênio combustível 
• Conecte a extremidade de uma mangueira à um kitassato de 500 mL e a 
outra extremidade conecte um balão (bexiga); 
• Em seguida, adicione 100 mL de NaOH 6 mol L-1 ao kitassato e papel 
alumínio picado; vedem o frasco com uma rolha; 
• Após cessar a reação retire o balão cheio de H2 e amarre a extremidade. 
• Amarre o balão a um peso e com o auxílio de um extensor com uma chama 
queime o gás em ambiente aberto. 
 
 
4. QUESTÕES 
 
a) Por que algumas fitas de magnésio possuem uma cobertura enegrecida? Por 
que algumas fitas de magnésio não conduziram eletricidade? 
b) Nas amostras que formaram bolhas na solução de HCl, qual foi o gás 
liberado? 
c) Por que alguns tubos de ensaio ficaram quentes quando as amostras 
começaram a reagir com o HCl? 
d) Quais características comuns podem ser atribuídas aos metais? E aos não 
metais? 
56 
 
e) Na fila de reatividade elaborada a partir do teste de reatividade, qual foi o 
material mais reativo? E o menos reativo? 
f) Quais as características da queima do gás produzido da reação entre 
Alumínio e NaOH, que o caracterizam como gás hidrogênio? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
57 
 
AULA PRÁTICA 8 
 PREPARO E DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES 
 
1 INTRODUÇÃO 
Grande parte das substâncias químicas com as quais nos deparamos no nosso dia 
a dia estão na forma de soluções. No contexto de um laboratório de química, a 
preparação de soluções é uma técnica de fundamental importância, pois as soluções 
são utilizadas em uma série de procedimentos experimentais. Uma solução consiste de 
dois componentes, um soluto, substância que se dissolve em uma solução (geralmente 
em menor quantidade) e um solvente, substância que irá dissolver o soluto (geralemnte 
em maior quantidade), que podem estar em qualquer estado físico. Para experimentos 
de laboratório, são utilizadas principalmente soluções líquidas, obtidas pela dissolução 
de um soluto qualquer (seja ele sólido, líquido ou gasoso) em um solvente líquido. 
A preparação de uma solução a partir de um sólido qualquer consiste na dissolução 
de determinada massa (previamente calculada) do sólido, em determinado volume de 
um solvente apropriado. No caso de compostos inorgânicos, o solvente utilizado é 
quase sempre a água. A massa de sólido a ser pesada depende de dois fatores: 1) da 
concentração da solução que se deseja preparar, e 2) do volume de solução que se 
deseja preparar. 
Para a pesagem do sólido, utiliza-se uma balança analítica ou semi-analítica. Para 
o preparo da solução, utiliza-se um balão volumétrico de volume apropriado. A 
concentração da solução a serpreparada deve ser determinada dependendo da 
finalidade de sua utilização. 
 
1. 1 CONCENTRAÇÃO DE SOLUÇÕES 
O termo concentração é utilizado para se referir às constantes de 
proporcionalidade das relações entre a quantidade de uma substância (geralmente o 
soluto) e o volume total do material. Uma vez que as quantidades dos solventes e de 
soluto podem ser medidas em massa, volume ou quantidade de matéria (número de 
mols), há diversos métodos para descrever suas concentrações, tais como: 
 
58 
 
• C – concentração comum (Equação 1): relaciona a massa de soluto com o 
volume total da solução em litros: unidade: g L-1 
 (Eq. 1) 
 
• M – concentração molar ou molaridade (Equação 2): relaciona a 
quantidade de matéria (número de mols) do soluto com o volume da solução em litros: 
 
 (Eq.2) 
 
•  ou T – título ou fração em massa (Equação 3): relaciona a massa do 
soluto com a massa total da solução: 
 (Eq.3) 
 
 
• Percentagem: unidades comuns são também a percentagem em volume (% 
V V-1), em massa e a percentagem massa/ volume (% m V-1) (Equações 4 a 6): 
 
 (Eq.4) 
 
 
 (Eq.5) 
 
 (Eq. 6) 
 
 As unidades de massa ou volume, então, sempre devem ser especificadas. 
Quando não se especifica, assume-se que deve ser a mesma unidade, tanto no 
numerador quanto no denominador (Ex: g/g; kg/kg ou mL/mL; L/L….) 
 
• W – molalidade: relaciona a massa de soluto com a massa de solvente em kg 
(Equação 7): 
 
 (Eq.7) 
 
59 
 
• X – fração molar: relaciona a quantidade de soluto (em número de mols) 
com a quantidade total de mols da solução (mols de soluto + mols de solvente) 
(Equação 8): 
 
 (Eq.8) 
 
 
1.2 DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES 
A diluição de soluções é uma técnica empregada quando se deseja preparar uma 
solução a partir de uma outra solução, mais concentrada, do soluto de interesse. 
A diluição é realizada utilizando-se um determinado volume (previamente 
calculado) da solução concentrada, diluindo-o com água destilada até atingir um 
volume de interesse. O volume da solução concentrada a ser utilizado depende de três 
fatores: 1) da concentração da solução que será diluída, 2) da concentração da solução 
que se deseja preparar, e 3) do volume de solução que se deseja preparar. 
 
1.2.1 DILUIÇÃO SIMPLES 
 Para preparar uma solução diluída a partir de uma solução estoque, utiliza-se 
também a equação fundamental de diluição, onde a solução estoque é a solução 
inicial, e a solução final é a que se quer preparar. 
Por exemplo, para saber qual a quantidade de uma solução 0,5 mol L-1 de NaOH 
deve ser usada para preparar 100 mL de uma solução 0,2 mol L-1 de NaOH, faz-se o 
seguinte cálculo: 
 
 
 
 
1.2.2 DILUIÇÃO SERIADA 
A técnica de diluição seriada é muito utilizada quando se deseja obter soluções 
com baixíssima concentração de um determinado composto químico, microrganismos, 
DNA, etc, por meio de diluições em série apartir de uma solução concentrada e com 
baixo erro volumétrico. 
60 
 
Nesta técnica, são realizadas diluições progressivas em que o soluto é proveniente 
da diluição anterior. Por exemplo: deseja-se diluir 100 mil vezes (105 vezes) uma 
solução estoque cuja concentração é 1,0 mol L-1 a fim de se obter uma solução final 
cuja concentração é 1*10-5 mol L-1; a técnica de diluição em série deve ser empregada 
como no esquema a seguir (Figura 1): 
 
FIGURA 1 – EXEMPLO DE DILUIÇÃO SERIADA (105 vezes) 
 
 
 
 
 
 
 
 (Fonte: www.kasvi.com.br) 
 Como pode ser observado no exemplo da Figura 1, na diluição seriada 
emprega-se diluição de 10x entre um tubo e outro; deste modo os volumes podem ser 
diferentes de 0,1 mL e 0,9 mL, conforme o volume de solução final desejado, 
mantendo-se no entanto, a proporção entre eles (ex: 1 mL + 9 mL ; 2 mL + 18 mL; 100 
mL + 900 mL ). 
 Para obter a concentração final da solução (último tubo) basta multiplicar a 
concentração inicial (solução estoque) pelo fator de diluição do último tubo: no exemplo 
da Figura 1, com solução estoque 1,0 mol L-1, a concentração final (tubo 5) será: C = 
1,0 (mol L-1)* 10-5 C = 1,0*10-5 mol L-1 . 
 
2 OBJETIVOS 
 
• Calcular as quantidades de reagentes necessários no preparo de soluções; 
• Preparar soluções com concentração expressa em mol L-1; 
• Fazer a diluição simples de uma solução; 
• Fazer a diluição seriada de uma solução. 
 
 
61 
 
3 MATERIAIS E MÉTODOS 
 
3.1 MATERIAIS E REAGENTES 
• Balão volumétrico de 100 mL e 250 mL 
• Pipetas (1, 5 e 10 mL) 
• béqueres de 100 mL 
• Papel-toalha 
• Pêra 
• Água destilada 
• Tubos de ensaio com tampa e estante 
• NaOH 
• HCl reagente (37%) 
• Corante alimentício de cor intensa 
 
3.2 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
3.2.1 Preparo de 250 mL de solução de NaOH 0,1mol L-1 
• Calcular a massa de reagente necessário para preparar a solução a partir 
das informações disponíveis no rótulo do frasco de NaOH; 
• Pesar a quantidade necessária em um béquer de 100 mL; adicionar ao 
béquer cerca de 50 mL de água destilada e dissolver o soluto. Esperar o 
estabelecimento do equilíbrio térmico com o ambiente e com o auxílio de um bastão de 
vidro, transferir para um balão volumétrico de 250 mL; 
• Lavar repetidas vezes, com água destilada, o béquer e o bastão, vertendo as 
águas de lavagens para o balão volumétrico; adicionar água destilada até que o 
menisco inferior do líquido tangencie a marca de calibração do balão; tampar o balão e, 
com cuidado, inverter o mesmo, de modo a homogeneizar a solução; 
• Transferir a solução do balão para um frasco estoque de polietileno limpo e 
seco; rotular o frasco (Solução, concentração, data). 
 
3.2.2 Preparo de 250 mL de solução de HCl 0,1 mol L-1 
62 
 
• Calcular o volume de ácido clorídrico necessário para preparar a solução, 
a partir das informações disponíveis no rótulo do frasco de HCl concentrado; colocar 
cerca de 50 mL de água destilada em um béquer; medir o volume de ácido 
concentrado, na capela, utilizando uma pipeta graduada e a pêra; 
• Transferir lentamente o ácido para o béquer com água*, agitando com 
auxílio de um bastão de vidro; esperar o estabelecimento do equilíbrio térmico com o 
ambiente; 
• Com o auxílio de um bastão de vidro, transferir para um balão volumétrico 
de 250 mL; lavar repetidas vezes, com água destilada, o béquer e o bastão, vertendo 
as águas de lavagens para o balão volumétrico; 
• Adicionar água destilada até que o menisco inferior do líquido tangencie a 
marca de calibração do balão; 
• Tampar o balão e, com cuidado, inverter o mesmo, de modo a 
homogeneizar a solução; 
• Transferir a solução do balão para um frasco de vidro limpo e seco; rotular 
o frasco (Solução, concentração, data). 
* Nota: Verter sempre ácido sobre a água. 
OBSERVAÇÃO: A solução estoque foi preparada utilizando-se as técnicas 
referentes à “Preparação de soluções”. A partir destas soluções serão realizados os 
demais procedimentos. 
 
3.2.3 Diluição simples da solução de hidróxido de sódio (NAOH 0,1 mol L-1) 
• Calcule qual o volume da solução estoque será necessário para preparar 
100 mL de uma solução 0,02 mol L-1 de NaOH; 
• Transfira o volume calculado, utilizando uma pipeta, para um balão 
volumétrico de 100 mL; complete o volume com água destilada e homogeneíze a 
solução. 
• Transfira o conteúdo do balão para um frasco devidamente etiquetado. 
* Qual arazão de diluição? 
 
3.2.4 Diluição seriada da solução de ácido clorídrico ( HCl 0,1 mol L-1) – diluição de 
63 
 
10 mil vezes (104x) 
• Prepare uma estante com 4 tubos de ensaio e identifique com caneta de 
1 a 4; com uma pipeta, adicione a todos os tubos 9 mL de água destilada; 
• Ao tubo 1 transfira 1 mL da solução estoque (HCl 0,1 mol L-1); adicione 
algumas gotas do corante alimentício, tampe e homogeneíze por inversão; 
• Transfira 1 mL de solução do tubo 1 para o tubo 2; tampe e 
homogeneíze por inversão; 
• Repita o mesmo processo até o último tubo; 
• Observe a diminuição gradativa da coloração entre os tubos indicando a 
diluição do soluto. 
* Qual a concentração da solução final (tubo 4)? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
64 
 
AULA PRÁTICA 9 
FORÇAS INTERMOLECULARES E PROPRIEDADES DOS LÍQUIDOS 
 
 
1 INTRODUÇÃO 
Forças intermoleculares são as formas como as moléculas dos compostos (polares 
ou apolares) formados por ligações covalentes interagem ente si. Elas foram propostas 
no ano de 1873 pelo químico e físico holandês Diderik Van der Waals. 
De acordo com Van der Waals, as moléculas podem interagir de forma diferente 
umas com as outras, por forças de dispersão de London, forças dipolo-dipolo e 
ligações de hidrogênio. 
O conhecimento de como se dão as interações intermoleculares auxilia na 
compreensão de diversos fenômenos, pois explicam propriedades como solubilidade, 
volatilidade, ponto de fusão, ponto de ebulição, entre outras. 
Líquidos são geralmente imaginados como sendo um estado "intermediário" da 
matéria entre sólidos e gases, visto que a passagem usual de um sólido para o estado 
gasoso atravessa a fase líquida. Propriedades dos líquidos dão suporte a essa visão, 
como por exemplo as velocidades de difusão e escoamento, que são menores que as 
dos gases, porém maiores que as dos sólidos. 
 
1.1 PROPRIEDADES DOS LÍQUIDOS 
 
• Compressão: a dificuldade de compressão nos líquidos é devida à repulsão 
entre as nuvens eletrônicas de moléculas vizinhas, que oferecem resistência à 
aproximação. Por isso os líquidos são menos compressíveis que os gases, nesse 
caso se assemelham com os sólidos onde é necessária uma elevada pressão para 
reduzir o volume a uma quantidade significativa. 
• Viscosidade: um líquido possui viscosidade intermediária: é menos viscoso 
que um sólido e possui viscosidade maior que a de um gás. Entende-se por 
viscosidade a resistência ao escoamento. 
As moléculas de um líquido apresentam maior liberdade de movimento do que as de 
um gás, devido à sua fluidez. Sendo assim, a sua forma vai depender do recipiente 
65 
 
em que está confinado e seu volume será constante, é diferente do gás, que ocupa 
todo o recipiente onde se localiza e não tem volume fixo. 
• Evaporação: os líquidos apresentam uma tendência enorme de se evaporar, 
ou seja, de se transformarem em gases. Essa transformação ocorre quando as 
moléculas na superfície são forçadas a sair e deixar o líquido. A perda dessas 
moléculas que se movimentam mais rapidamente e adquirem energia para vencer 
as forças intermoleculares e escapar, é o que chamamos de evaporação. 
• Tensão superficial: é a tendência que os líquidos possuem de minimizar sua 
área superficial. Esse fato explica, porque certos objetos podem flutuar na água: é 
devido às forças de atração intermoleculares dos líquidos. Mas como isso ocorre? 
As moléculas que ficam na superfície de um líquido são atraídas pelas moléculas de 
dentro do líquido, gerando uma tensão na superfície. 
 
1.2 ÓLEOS ESSENCIAIS 
Os óleos essenciais, também conhecidos como óleos voláteis, óleos etéreos ou 
simplesmente essências, são definidos pela Internacional Standart Organizacion (ISO) 
como produtos obtidos de partes das plantas, através da destilação por arraste com 
vapor d’ água, bem como produtos obtidos de expressão dos pericarpos de frutos 
cítricos. 
A metodologia básica para o isolamento de óleos essenciais a partir de material 
vegetal é a destilação. Algumas aparelhagens foram desenhadas especialmente para 
esta função e estão representadas na figura abaixo: 
 
66 
 
a)Aparelho de Clevenger (recomendado na Farmacopéia) 
b) Aparelho de Likens-Nickerson (simultâneo extração com solvente/destilação) 
c) Aparelho para extração com solvente (Sohxlet) 
 
Muitos desses compostos são atualmente obtidos sinteticamente, por razões 
econômicas, por dificuldades na continuidade na obtenção das plantas produtoras, bom 
como pelo interesse na obtenção de novos componentes aromáticos. Contudo, a busca 
pelo naturalismo tem feito crescer a demanda pelos produtos originais obtidos 
diretamente das plantas. Além do mais, há dificuldades para que aromas sintéticos se 
aproximem da perfeição dos aromas naturais. 
 
2 OBJETIVOS 
 
• Conhecer a técnica de separação por destilação fracionada; 
• Verificar diferentes formas de extração de óleos essenciais. 
 
3 MATERIAIS E MÉTODOS 
3.1 MATERIAIS 
• Sistema de destilação fracionada 
• Sistema de Arraste de vapor 
• Sistema de Hidrodestilação (demonstrativo) 
• Sistema de Aparelho de Clevenger (demonstrativo) 
• Sistema de Soxlhet (demonstrativo) 
 
3.2 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
3.2.1 Destilação Fracionada 
• Adicione ao balão de destilação algumas pedras de ebulição (pérolas de 
vidro). 
• Faça uma mistura 1:1 de acetona:álcool (50 mL no total). 
• Com o auxílio de um funil de vidro, transfira a mistura de solventes para o 
balão de destilação. 
67 
 
• Inicie o aquecimento até começar a destilar o primeiro solvente. Anote a 
temperatura do início da destilação. 
• Quando acabar de destilar o primeiro solvente, ajuste a manta de aquecimento 
para iniciar a destilação do segundo solvente. Anote a temperatura de destilação do 
segundo solvente. 
• Obs: Nunca destile todo o líquido. Deixe uma pequena quantidade no balão. 
 
3.2.2. Extração de óleos essenciais 
 A extração de óleos essenciais será verificada a partir de 4 sistemas 
diferentes: 
 Arraste de vapor 
 Hidrodestilação (demonstrativo) 
 Aparelho de Clevenger (demonstrativo) 
 Soxlhet (demonstrativo) 
 
A extração por arraste de vapor será realizada da seguinte forma: 
 
• Em um balão de 250 mL transferir 20 - 40 g do material vegetal (flores de 
camomila, cravinho, erva doce, canela em pau ou cascas de laranja), adicionar pedras 
de porcelana e água destilada até um terço de sua capacidade; 
• Aquecer o balão (500 mL) gerador de vapor previamente preparado, colocando 
água até dois terços de sua capacidade e adicionando pedras de porcelana. Manter 
aquecido, com o uso de uma manta, o balão de destilação mesmo depois que começar 
a passar o destilado; 
• Recolher em erlenmeyer a mistura destilada e interromper a destilação quando 
cessar a extração do óleo essencial (quando destilar somente a água); 
• Terminada a destilação, tirar a rolha do gerador de vapor e desconectar o balão 
de destilação; 
• Transferir o destilado para um funil de separação e recolher a camada de óleo 
em frasco tarado. Pesar e determinar o rendimento. 
• 
Observação: Caso não haja formação bem definida da camada de óleo, extrair 
68 
 
três vezes com diclorometano. Reunir as fases orgânicas em erlenmeyer de 125 mL. 
Adicionar sulfato de sódio anidro, agitar, esperar alguns minutos e filtrar. Recolher o 
filtrado em balão de fundo redondo de 125 mL. Remover o diclorometano em 
evaporador rotativo, sem aquecer o banho. Transferir para frasco tarado. Pesar e 
determinar o rendimento. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
69 
 
AULA PRÁTICA 10 
 EQUILÍBRIO QUÍMICO E PRINCÍPIO DE LE CHÂTELIER 
 
1 INTRODUÇÃO 
Em química, poucas são as reações que ocorrem em um único sentido; a maior 
parte das reações é reversível, ou seja, no início a reação ocorre no sentido da 
formação de produtos e tão logo se formem algumasmoléculas do produto tem início o 
processo inverso, em que moléculas do reagente se formam a partir de moléculas do 
produto. 
Nestas reações, o estado de equilíbrio é alcançado quando as concentrações de 
todas as espécies envolvidas são constantes e as reações direta e inversa ocorrem 
com a mesma velocidade (equilíbrio dinâmico). Na maioria dos casos, este estado de 
equilíbrio é bastante sensível, de modo que variações nas condições experimentais 
podem perturbar o equilíbrio e alterar a posição de equilíbrio, levando a maior ou 
menor quantidade de produto. 
O princípio de Le Châtelier estabelece que se um sistema em equilíbrio for 
perturbado externamente, o sistema ajusta-se para minimizar a ação desta perturbação 
(Henry Le Châtelier). Tal ‘perturbação’ pode ser uma variação na concentração, 
pressão, volume ou temperatura, que altere o estado de equilíbrio de uma reação. 
Com os experimentos seguintes é possível associar o conceito de reversibilidade 
de reação química a alguma alteração visualmente perceptível. 
 
2 OBJETIVOS 
 
• Identificar reações reversíveis (equilíbrios químicos); 
• Verificar o princípio de Le Châtelier em função de variações na temperatura, 
concentração e pressão; 
• Construir a expressão da constante de equilíbrio para diferentes reações. 
 
 
3 MATERIAIS E MÉTODOS 
3.1 MATERIAIS E REAGENTES 
70 
 
• Solução de de CoCl2 0,25 mol L-1 
• Solução de K2Cr2O7 0,1 mol L-1 
• Solução de K2CrO4 0,1 mol L-1 
• Solução de HCl 0,5 mol L-1 
• Solução de NaOH 1,0 mol L-1 
• HCl concentrado (37%) 
• HNO3 concentrado 
• Indicador fenolftaleína 
• Fios de cobre 
• Erlenmeyer com tampa 
• Tubos de ensaio 
• Banho maria e banho de gelo 
• Seringa de plástico grande 
 
3.2 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
3.2.1 EFEITO DA VARIAÇÃO DE TEMPERATURA SOBRE O EQUILÍBRIO 
QUÍMICO – EQUILÍBRIO AQUOSO 
 
a) A 3 tubos de ensaio adicionar 2 mL de solução de CoCl2 0,25M. Observar. COR: 
___________________. A cada um deles adicionar 1,3 mL de HCl concentrado (37%) 
(na capela de exaustão). Homogeneizar e observar. COR: _______________ 
Manter o tubo 1 como referência. Colocar o tubo 2 em banho maria (60-70°C). 
Observar. COR:_______________. Colocar o tubo 3 em banho de gelo. Observar. 
COR:___________________. 
 
 
b) A partir de suas observações, explicar o efeito da variação de temperatura 
(aquecimento e resfriamento) sobre este equilíbrio químico sabendo que: 
 
 
(A cor Violeta é uma mistura entre rosa e azul) 
Rosa 
 
Azul 
 
71 
 
O aquecimento deslocou o equilíbrio para ______________ o que foi observado 
pela coloração __________ proveniente dos íons ___________. O resfriamento 
deslocou o equilíbrio para ______________ o que foi observado pela coloração 
__________ proveniente dos íons ___________. Isto comprova que a reação é 
________________ (endotérmica ou exotérmica). 
 
 
c) Escreva a expressão da constante de equilíbrio para esta reação. 
 
 
 
 
 
 
3.2.2 EFEITO DA CONCENTRAÇÃO DE REAGENTES E PRODUTOS SOBRE O 
EQUILÍBRIO QUÍMICO – EQUILÍBRIO AQUOSO 
 
ENSAIO 1: 
 
A 1 tubo de ensaio adicionar 5 mL de solução de NH4OH 0,1M e 1 gota de 
indicador fenolftaleína. Em seguida adicionar 3 pontas de espátula do sal NH4Cl, 
homogeneizando a cada adição. Observar. O que 
ocorre?____________________________________________ 
 
a) A adição de íons ______ deslocou o equilíbrio para _____________. A partir de 
suas observações, explicar o efeito da variação da concentração sobre este equilíbrio 
químico sabendo que: 
 
 
 
(Lembrar que o indicador fenolftaleína apresenta a coloração rosa em soluções 
alcalinas e é incolor em soluções neutras ou ácidas). 
72 
 
 
b) Escreva a expressão da constante de equilíbrio para a reação. 
 
 
 
ENSAIO 2: 
Ao tubo 1 adicionar 2 mL de solução de K2CrO4 (cromato de potássio). Observar. 
COR:____________________. Ao tubo 2 adicionar 2 mL de solução de K2Cr2O7 
(dicromato de potássio). Observar. COR:____________________. Reservá-los como 
referência. A um 3º tubo adicionar 2 mL de K2CrO4 e em seguida 2 mL de HCL ~0,5 M. 
Homogeneizar e observar. COR:_________________________. A este mesmo tubo 
adicionar agora 2 mL de NaOH 1M. Homogeneizar e observar. 
COR:_________________. 
 
a) A partir de suas observações explicar o efeito da variação da concentração 
sobre este equilíbrio químico sabendo que: 
 
 
 
 
 
b) Escreva a expressão da constante de equilíbrio para esta reação. 
 
 
 
c) Explique o efeito da adição ou remoção de íons H+ : 
- sobre o deslocamento do equilíbrio (direita/esquerda); 
- sobre a constante de equilíbrio (aumenta / diminui) 
 
 
 
 
73 
 
3.2.3 EFEITO DA TEMPERATURA E DA PRESSÃO SOBRE O EQUILÍBRIO 
QUÍMICO – EQUILÍBRIO GASOSO 
 
 Separar três frascos com tampa (erlenmeyer com rolha por exemplo) e 
identificá-los (1 -2 -3), sendo que o frasco Nº 1 deve ser adaptado para coleta de gás 
com seringa. Em cada frasco proceder a reação de formação do equilíbrio 
 NO2 ⇌ N2O4 : 
 - Dispor pedaços de fio de cobre no frasco e adicionar lentamente 1,5 mL de 
ácido nítrico concentrado; fechar bem. 
 - Manter o frasco Nº1 sob temperatura ambiente, como referência, e 
submeter os demais a um banho de gelo (frasco Nº 2) ou de água quente (frasco N º 
3). Observar o efeito da temperatura sobre este equilíbrio químico. 
 
 Para avaliar o efeito da pressão sobre o equilíbrio químico: 
 - Utilizando o equilíbrio gasosoà temperatura ambiente (frasco Nº 1), proceder 
a coleta do gás com uma seringa; 
 - Vedar a ponta da seringa para que não haja entrada ou saída de gás; 
 - Movimentar o êmbolo da seringa no sentido da expansão (redução da 
pressão) e compressão (aumento da pressão), observando o efeito da pressão sobre 
este equilíbrio. 
 
CONSIDERAR AS SEGUINTES REAÇÕES QUÍMICAS: 
 
 
 
 
2NO(g)+O2(g)→2NO2(g) 
 
 
 
 
74 
 
REGISTRE E EXPLIQUE SUAS OBSERVAÇÕES: 
O aquecimento provocou o deslocamento do equilíbrio químico no sentido da 
produção do gás ____________, de coloração ___________. A reação favorecida 
foi:_______________________. Ao reduzir o volume da seringa ocorreu ___________ 
da pressão, provocando deslocamento do equilíbrio no sentido da produção do gás 
___________. Estes efeitos podem ser explicados pelo Princípio de Lê Chatelier: 
______________________________________________________________________
________________________________________________________________ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
75 
 
AULA PRATICA 11 - ÁCIDOS, BASES E EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE 
 
1 INTRODUÇÃO 
Para facilitar o estudo das substâncias químicas, estas são agrupadas de acordo 
com sua função química, sendo as principais funções inorgânicas ácidos, bases, óxidos 
e sais. De acordo com Arrhenius, ácidos são substâncias que em solução aquosa, por 
ionização, libera o íon H3O+. 
HCl(g) + H2O(l) H3O+
(aq) + Cl-(aq) 
Logo, bases são substâncias que em solução aquosa, por dissociação ou ionização 
geram o íon OH-. 
 
 
 
Este conceito segundo Arrhenius exige a presença de água para a formação de 
ácidos e bases. Na definição segundo Bronsted-Lowry, ácidos são substâncias que 
doam prótons e bases são substâncias que recebem prótons formando um par 
conjugado ácido-base. 
 
 
 
 
 
 
 
A água pura sofre ionização segundo a equação: 
2H2O H3O+
(aq.) + OH-
(aq.) 
 
 
Por definição, uma solução neutra, possui uma concentração de H3O+ e OH- igual a 
1 x 10-7 mol L-1. Como este valor é muito pequeno, é convencional utilizar logaritmo, ou 
seja, expressar como pH: 
par base-ácido conjugado
par ácido-base conjugado
 HNO2
 + H2O NO2
- + H3O+
 NH4
+ + OH - NH3
 + H2O
par ácido-base conjugado
par base-ácido conjugado
76 
 
 
pH= - log [H3O+] pH = - log 1 x 10-7 = 7,0 ou ainda como: 
pOH = - log [OH-] pOH = - log 1 x 10-7 = 7,0 
 
Deste modo, o pH é uma maneira simples de expressar a acidez de uma solução 
aquosa através de valores pequenos. 
Como visto, na água pura, a concentração de íons H3O+ é igual a concentração de 
íons OH- oriundos da dissociação da água. Ao adicionar, por exemplo, 0,1 mol de HCl, 
que é um eletrólito forte, este sofrerá uma dissociação completa formando 0,1 mol de 
H3O+ e 0,1 mol de Cl- : 
 
 
 
 
 pH = - log 1 x 10-1 = 1,0 
 
Assim, a concentração de H3O+ aumenta no meio logo, o pH será dado pela soma 
das concentrações de H3O+. 
Uma situação inversa ocorre quando adicionamos uma base como, por exemplo, 
NaOH que também é um eletrólito forte. Neste caso, a concentração de íons OH- é que 
sofre alteração, conseqüentemente o valor do pH também. 
 
 
 
 0,1 mol 0,1 mol 0,1 mol 
 pH = - log 1 x 10-13 = 13,0 
 
Os íons H3O+ e OH- estão presentes em muitas reações importantes tanto no meio 
ambiente natural como industrial. São catalisadores de muitas reações, aumentando a 
velocidade da reação; regulam o desenvolvimento de microrganismos, fungos e 
bactérias; em águas, a acidez excessiva provocada pela chuva ácida pode levar a 
mortalidade de peixes e de modo geral interferir na biota local. 
77 
 
A teoria de Bronsted-Lowry tem importante aplicação na química analítica e 
segundo eles, a força de um ácido em solução aquosa é a medida da capacidade que 
ele possui em doar, ou perder prótons para a água. Já a força de uma base é a 
capacidade que ela possui de capturar prótons da água. De maneira quantitativa essa 
força é expressa pela constante de equilíbrio, Ka (ácido) e Kb (base). Assim: 
 
HA(aq.) + H2O(l) H3O
+
(aq.) + A
-
(aq.)
 
Ka = 
[H3O+] [A-]
[HA] 
A reação de ionização do ácido acético é representa pela reação de equilíbrio 
abaixo: 
Ka = 
[H3O+] [Ac-]
[HAc]
 + H2O(l) H3O
+
(aq.) + CH3 C
O
OH(aq)
CH3 C
O
O
-
(aq)
HAc Ac-
 
Para este equilíbrio existe uma constante, chamada de constante de dissociação 
ácida (Ka). 
Para trabalhar com estas equações é necessário conhecer o valor dessa constante que, 
pode ser determinada através do pH de uma solução de concentração conhecida. A constante 
Ka é um indicativo da força do ácido. Estes valores de constantes podem ser encontrados 
tabelados em apêndices de livros de química (como mostrado em anexo). Como existe uma 
relação entre Ka e Kb, os livros trazem apenas tabelas de ka e a partir desses valores se 
determina Kb quando desejado. 
 
• Indicadores Ácido-base 
Algumas substâncias mudam de cor quando a acidez do meio varia, ou seja, 
quando o pH muda. Essas substâncias podem ser naturais ou sintéticas e são 
conhecidas por indicadores. 
Os indicadores ácido-base podem ser ácidos ou bases orgânicas fracas, que 
apresentam uma cor na forma molecular e outra quando na forma dissociada. A 
TABELA 1 relaciona alguns indicadores e a faixa de mudança de cor. 
78 
 
TABELA 1 – Alguns indicadores de pH e seus valores de viragem. 
 
 
2 OBJETIVOS 
• Determinar o valor de pH de algumas soluções utilizando fita de pH e 
pHmetro; 
• Estimar o pH de soluções aquosas usando indicadores ácido-base. 
 
3 MATERIAIS E MÉTODOS 
3.1 MATERIAIS E REAGENTES 
• Béqueres de 100 e 250 mL; 
• Pipetas graduadas de 2 e 10 mL; 
• Erlenmeyer de 125 mL; 
• Proveta de 50 mL; 
• Vidro de relógio; 
• Balança analítica; 
• Solução 0,1 mol L-1 de NaOH; 
• Solução 0,1 mol L-1 de Acetato de Sódio; 
• Solução 0,1 mol L-1 de Ácido Acético; 
• Solução 0,1 mol L-1 de HCl; 
• Água destilada; 
• Vinagre comercial; 
• Refrigerante de limão ou água com gás; 
• Solução de detergente incolor (1:10) 
• Material de limpeza com base amoniacal; 
• Bicarbonato de sódio. 
79 
 
3.2 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
3.2.1 Determinação de pH de soluções aquosas 
• Enumere os tubos de ensaio de 1 a 3, em triplicata (1-1-1; 2-2-2; 3-3-3); 
• Nos tubos de Nº1 coloque 2 mL de uma das soluções comerciais; nos tubos 
de Nº2 coloque 2 mL de outra solução e nos tubos de Nº 3 coloque 2 mL da terceira 
solução (Por exemplo: tubos 1 vinagre, tubos 2 bicarbonato e tubos 3 material de 
limpeza). 
• Coloque 4 gotas de indicador em cada tubo e anote a cor de cada solução, 
conforme a TABELA 2. 
• Em três béqueres, coloque cerca de 50 mL de cada solução escolhida e meça 
o pH com o pHmetro (anote na TABELA 2). 
TABELA 2 – Determinação do pH de soluções comerciais por diferentes métodos. 
 
 
Tub
o 
Solução Indicador Cor da 
solução 
Faixa 
provável 
de pH 
Valor de pH 
aproximado (fita) 
Valor de pH 
real - 
pHmetro 
1 Vermelho de 
metila 
 
1 Azul de 
bromotimol 
 
1 
 
 Fenolftaleína 
2 Vermelho de 
metila 
 
2 Azul de bromo 
timol 
 
2 
 
 Fenolftaleína 
3 Vermelho de 
metila 
 
3 Azul de 
bromotimol 
 
3 Fenolftaleína 
 
 
80 
 
Cálculos: 
 Para os três produtos comerciais, utilize os valores de pH obtido em pHmetro 
e calcule: [H+], pOH, [OH-]. 
 
Questões: 
1) Qual o ácido ou a base presente em cada um dos produtos comerciais? 
2) Cada ácido ou base em questão é considerado forte ou fraco(a)? 
3) Escreva a reação de dissociação ou ionização em água de cada ácido ou base. 
 
 
3.2.2 Determinação do constante de ionização (Ka) do ácido acético 
 Utilizando um pHmetro, fazer a medida do pH da solução de ácido acético 
disponibilizada (C = _____mol L-1). 
 Escrever a reação de ionização do ácido acético em água . Com base no valor de 
pH, determine as concentrações das espécies no equilíbrio (monte a tabela com Cinicial, 
ionização e equilíbrio). 
 Escrever a expressão e calcular o valor da constante de ionização (Ka) do ácido 
acético.