Apostila Química experimental

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE PERNAMBUCO 
Química Experimental 
Bacharelado em Ciências Biológicas 
 
Prof.ª Ester Ribeiro Gouveia 
 
 
 
 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
 
1. Apresentação da disciplina 3 
2. Procedimento de trabalho no laboratório 3 
3. Principais materiais e equipamentos de laboratório 6 
4. Precisão e exatidão 10 
5. Medidas de volumes 12 
6. Soluções 15 
7. Medidas de massas 19 
8. Técnicas de filtração 22 
9. Volumetria 25 
10. Ácidos e bases 27 
11.Tampões 30 
12. Determinação da umidade no micro-ondas 34 
13. Espectroscopia no ultravioleta/visível 35 
14. Bibliografia 39 
 
 
 
 
 
 
3 
 
 
1. APRESENTAÇÃO DA DISCIPLINA 
 
 
A carga horária semanal desta disciplina é de duas horas, estando a mesma baseada 
principalmente em atividades práticas. O número máximo de faltas é igual a sete, e isso implica 
que cada aluno só poderá faltar até três dias durante o semestre. 
Nas aulas práticas, de acordo com o cronograma distribuído no início de cada semestre, os 
experimentos serão realizados conforme procedimento entregue em cada aula. 
O uso de caderno de laboratório, calculadora científica, jaleco, calças compridas e sapatos 
fechados são obrigatórios em todas as aulas. 
 
 
2. PROCEDIMENTO DE TRABALHO NO LABORATÓRIO 
 
 
2.1 Regras básicas 
 
 O trabalho num laboratório químico só é efetivo quando realizado conscientemente e 
com compreensão da sua teoria. Além disso, toda atividade experimental requer que o 
experimentador SEJA CUIDADOSO E ESTEJA ATENTO. Mesmo um experimento 
aparentemente inofensivo, pode resultar em consequências sérias quando planejado de 
maneira imprópria. 
 
 Todo grupo terá um LUGAR NO LABORATÓRIO (BANCADA), QUE DEVERÁ 
SER MANTIDO LIMPO E ARRUMADO. Somente os materiais necessários ao experimento 
deverão permanecer sobre a bancada. 
 
 O estudante, antes de iniciar o trabalho de laboratório deve: 
 Conhecer todos os detalhes do experimento que irá realizar 
 Ter conhecimento sobre as propriedades das substâncias a serem utilizadas 
 Familiarizar-se com a teoria relativa ao tópico em estudo 
 Ter um protocolo experimental escrito envolvendo todas as atividades a serem 
realizadas. 
 
 
 
4 
 
 
 Vestir jaleco e óculos de segurança sempre que trabalhar no laboratório (itens de uso 
pessoal que devem ser providenciados pelo aluno). 
 
2.2 Regras de Segurança 
 
 Realize todo o trabalho com substâncias voláteis na capela. 
 Trabalhe longe de chamas quando manusear substâncias inflamáveis. 
 Use os óculos protetores de olhos, sempre que necessário. 
 Use sempre jaleco com mangas compridas. 
 Não fume, não coma ou beba no laboratório. 
 Evite trabalhar sozinho, e fora das horas de trabalho convencionais. 
 Não jogue material insolúvel nas pias. Use um frasco de resíduo apropriado. 
 Não trabalhe com material imperfeito, principalmente o de vidro que contenha pontas ou 
arestas cortantes. 
 Feche com cuidado as torneiras de gás, evitando o seu escapamento. 
 Não prove ou ingira drogas ou reagentes de laboratório. 
 Não aspire gases ou vapores. 
 Comunique imediatamente a professora qualquer acidente ocorrido. 
 
2.3 Manuseio de Produtos Químicos 
 
 Nunca manusear produtos sem estar usando o equipamento de segurança adequado para 
cada caso. 
 Usar sempre material adequado. Não faça improvisações. 
 Comunicar qualquer acidente ou irregularidade ao professor. 
 Não pipetar, principalmente, líquidos cáusticos ou venenosos com a boca. Use os 
aparelhos apropriados. 
 Não transportar produtos químicos de maneira insegura, principalmente em recipientes de 
vidro e entre aglomerações de pessoas. 
 Ler o rótulo antes de abrir a embalagem. 
 Verificar se a substância é realmente aquela desejada. 
 Abrir as embalagens em área bem ventilada. 
 
 
 
5 
 
 
 Tomar cuidado durante a manipulação e uso de substâncias químicas perigosas, utilizando 
métodos que reduzam o risco de inalação, ingestão e contato com pele, olhos e roupas. 
 Fechar hermeticamente a embalagem após a utilização. 
 Evitar a utilização de aparelhos e instrumentos contaminados. 
 Não comer, beber ou fumar enquanto estiver manuseando substâncias químicas. 
 Lavar as mãos e as áreas expostas regularmente. 
 
 
 
 
6 
 
 
3. PRINCIPAIS MATERIAIS E EQUIPAMENTOS DE LABORATÓRIO 
 
 
Fig. 1: Béquer – aquecimento de 
líquidos, dissolução de 
sólidos, etc. 
 
 
 
Fig. 2: Erlenmeyer – 
aquecimento de líquidos, 
titulação, cultivos de 
microrganismos, etc. 
 
 
Fig. 3: Proveta – medidas 
aproximadas de volumes fixos 
de líquidos. 
 
 
 
 
 
 
Fig. 4: Funil comum – 
transferência de líquidos e 
filtração por gravidade. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fig. 5: Pipeta 
graduada – medir 
volumes variáveis 
de líquidos. 
 
 
Fig. 6: Pipetas 
volumétricas – 
medir volumes fixos 
de líquidos. 
 
 
 
 
 
Fig. 7 :Tubo de ensaio – 
reações químicas e bioquímicas, 
cultivos de microrganismos. 
 
Fig. 8: Tela de 
amianto – distribuir 
uniformemente o 
calor em 
aquecimentos. 
 
Fig. 9: Cadinho de 
porcelana – aquecimento à 
seco (calcinações) no bico 
de Bunsen e mufla. 
 
 
 
7 
 
 
Fig. 10: Bico de Bunsen 
– aquecimentos em 
laboratório. 
 
 
 
 
Fig. 11: Estante para 
tubos de ensaio – 
suporte para tubos de ensaio. 
 
Fig. 12: Tripé de ferro – 
sustentar a tela de 
amianto. 
 
 
Fig. 13: Funil de 
decantação – separação de 
líquidos imiscíveis 
 
 
Fig. 14: Placa de Petri – 
fins diversos 
 
 
 
Fig. 15: Pisseta – frasco 
lavador 
 
 
 
 
 
Fig. 16: Dessecador – 
esfriar substâncias em 
ausência de umidade. 
 
 
Fig. 17: Balão volumétrico 
– preparar e diluir soluções 
 
 
Fig. 18: Anel para funil – 
sustentação 
 
Fig. 19: Garra metálica – 
sustentação 
 
 
Fig. 20: Suporte universal - 
Fig. 21: Bureta – 
análises volumétricas 
 
 
 
8 
 
 
 
Figura 22. Bomba a vácuo - Utilizado para 
aplicação de vácuo e ar comprimido. Para vácuo, 
tem utilização em evaporadores rotativos, estufas 
a vácuo, dessecadores e filtrações etc 
 
 
Figura 23. Centrífuga - Acelera a sedimentação 
(decantação) de sólidos em suspensão em 
líquidos. 
 
 
 
 
Figura 24. Estufa bacteriológica - 
Equipamento utilizado para incubação de 
meios de cultura inoculados e 
monitoramento de crescimento 
microbiano. 
 
 
 
 
Figura 25. Estufa de secagem e esterilização - 
Utilizada para secagem e esterilização de material 
e vidrarias em geral. 
 
 
 
 
 
9 
 
 
 
Figura 26. Destilador de Água - Utilizado no 
processo de purificação da água. 
 
 
Figura 27. Incubadora refrigerada com agitação 
orbital - Utilizada para incubação de amostras que 
necessitem de agitação orbital e temperatura 
controlada; como meios de cultura para 
crescimento de microrganismos. 
 
 
 
 
10 
 
 
 
4. PRECISÃO E EXATIDÃO 
 
Precisão 
 
 A precisão descreve a reprodutibilidade das medidas, isto é, a proximidade entre os resultados 
que foram obtidos exatamente da mesma forma. Geralmente, a precisão de uma medida é prontamente 
determinada simplesmente pela repetição da medida em réplicas da amostra. Três termos são 
amplamente empregados para descrever a precisão de um conjunto de dados de réplicas: desvio padrão, 
variância e coeficientede variação. Estes três termos são uma função de quanto um resultado individual 
xi difere da média, o que é denominado desvio em relação à média, di. 
 
 
 
 Observe que os desvios em relação à média são calculados desconsiderando-se o sinal. 
 Valores muito próximos entre si indicam uma precisão em suas medidas. Para medir a precisão 
pode-se utilizar o cálculo do desvio padrão: 
 
 
 
 Onde: 
 
 s: desvio padrão da amostra 
 x1: primeiro valor medido 
 x2: segundo valor medido 
 xn: último valor medido 
 : valor médio 
 N: número de valores medidos 
 N -1: graus de liberdade. O número de graus de liberdade indica o número de resultados 
independentes que fazem parte do cálculo do desvio padrão. 
Um desvio padrão pode ser considerado grande ou pequeno dependendo da ordem de grandeza 
da variável. Uma maneira de se expressar a variabilidade dos dados sem a influência da ordem de 
 
 
 
11 
 
 
grandeza da variável é através do coeficiente de variação (CV), definido por: e também 
conhecido como desvio padrão relativo em termos percentuais (DPR%). 
O CV é: 
 Interpretado como a variabilidade dos dados em relação à média. Quanto menor o CV mais 
homogêneo é o conjunto de dados. 
 Adimensional, isto é, um número puro, que será positivo se a média for positiva; será zero 
quando não houver variabilidade entre os dados, ou seja, o desvio padrão é zero. 
 Usualmente expresso em porcentagem, indicando o percentual que o desvio padrão é menor ou 
maior do que a média. 
Um CV é considerado baixo (indicando um conjunto de dados razoavelmente homogêneo) quando 
for menor ou igual a 25%. Entretanto, esse padrão varia de acordo com a aplicação. 
 
Exatidão 
 
 A exatidão indica a proximidade da medida do valor verdadeiro, ou aceito, e é expressa pelo erro. 
A exatidão mede a concordância entre um resultado e o valor aceito e a precisão descreve a 
concordância entre os vários resultados obtidos da mesma forma. A precisão pode ser determinada 
medindo as réplicas da amostra. A exatidão é com freqüência mais difícil de ser determinada porque o 
valor verdadeiro é geralmente desconhecido. A exatidão é expressa em termos do erro absoluto ou erro 
relativo. 
 O erro absoluto E, na medida de uma quantidade x, é dado pela equação: 
 
 
 
 Onde xv é o valor verdadeiro, ou aceito, da quantidade. Observe que se mantém o sinal no erro 
absoluto. O sinal negativo indica que o resultado experimental é menor que o valor aceito, enquanto que 
o sinal positivo indica que o resultado experimental é maior que o valor aceito. 
 Em geral, o erro relativo é uma quantidade mais útil que o erro absoluto. O erro relativo 
percentual é dado pela expressão: 
 
 
 
 Quanto menor for o erro relativo (ER), mais exata é a medida. 
 
 
 
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5. MEDIDAS DE VOLUMES 
 
 As medidas de volume aproximadas são efetuadas geralmente com provetas graduadas, béqueres 
com escala, enquanto que as medidas volumétricas exatas, com aparelhos volumétricos (pipetas, balões 
volumétricos e buretas). 
 A prática de análise volumétrica requer a medida de volumes líquidos com elevada precisão. 
Para efetuar tais medidas são empregados vários tipos de aparelhos, que podem ser classificados em 
duas categorias: 
a) Aparelhos calibrados para dar escoamento a determinados volumes (pipetas e buretas); 
b) Aparelhos calibrados para conter um volume líquido (balões volumétricos). 
OBS: a leitura de volumes de líquidos claros deve ser feita pela parte inferior e a de líquidos escuros 
pela parte superior. 
 
a) Balões volumétricos: 
 
Os balões volumétricos são balões de fundo chato e gargalo comprido, calibrados para conter 
determinados volumes de líquidos. O traço de referência marcando o volume pelo qual o balão 
volumétrico foi calibrado é gravado sobre a meia-altura do gargalo. A distância entre o traço de 
referência e a boca do gargalo deve ser relativamente grande para permitir a fácil agitação do líquido, 
quando, depois de completado o volume até a marca, se tem de homogeneizar uma solução. Assim, o 
ajustamento do menisco ao traço de referência poderá ser feito com maior exatidão. 
O traço de referência é gravado sob a forma de uma linha circular, de sorte que, por ocasião da 
observação, o plano tangente à superfície inferior do menisco tem que coincidir com o plano do círculo 
de referência. Os balões volumétricos são construídos para conter volumes diversos, os quais são os de 
5, 10, 25, 50, 100, 250, 500, 1000 e 2000 mL. Estes materiais são usados na preparação de solução de 
concentração conhecida. 
 
b) Pipetas 
 
 Existem duas espécies de pipetas, volumétricas ou de transferência (para dar escoamento a um 
determinado volume líquido) e graduadas ou cilíndricas (para livrar volumes variáveis de líquidos). 
 As pipetas volumétricas são construídas por um tubo de vidro com um bulbo na parte central. O 
traço de referência é gravado na parte do tubo acima do bulbo. A extremidade inferior é afilada e o 
 
 
 
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orifício deve ser ajustado de modo que o escoamento não se processe rápido demais. As pipetas 
volumétricas são construídas com as capacidades de 1, 2, 5, 10, 15, 20, 50, 100 e 200 mL. 
 As pipetas graduadas consistem de um tubo de vidro estreito e, geralmente graduadas em 0,1 
mL. São usadas para medir pequenos volumes líquidos com elevada exatidão. 
 Para se encher uma pipeta, coloca-se a ponta no líquido e faz-se sucção com um instrumento 
apropriado. Deve-se ter o cuidado de manter a ponta da pipeta sempre abaixo do nível do líquido. Para 
se escoar os líquidos, deve-se colocar a pipeta na posição vertical, com a ponta encostada na parede do 
recipiente que vai receber o líquido e aperta-se na indicação da pêra até que o líquido escoe totalmente. 
Não se deve soprar uma pipeta. 
 
c) Buretas 
 
As buretas servem para dar escoamento a volumes variáveis de líquidos. São construídas de tubo 
de vidro uniformemente calibrados, graduados em 0,1 mL. São providas de dispositivos permitindo o 
fácil controle de escoamento. O dispositivo consiste de uma torneira de vidro entre o tubo graduado e a 
ponta afilada da bureta ou de uma pinça apertando o tubo de borracha ligado, de um lado, ao tubo 
graduado e, de outro, a um tubo de vidro afilado que funciona como ponta de bureta. As buretas podem 
ser dispostas em suportes universais. 
As buretas mais utilizadas são as de 50 mL. As que têm torneira de vidro são preferidas às de 
pinça. Estas últimas não podem ser usadas no caso de soluções capazes de atacar a borracha, como as 
soluções de permanganato de potássio e iodo. Para o uso com soluções que possam sofrer o efeito da 
luz, são recomendadas buretas de vidro castanho (âmbar). 
A ponta da bureta deve ser estreita, para que possa sair somente aproximadamente 50 mL por 
minuto, estando a torneira totalmente aberta. As buretas são usadas na análise volumétrica, de acordo 
com as seguintes recomendações: 
 
1. A bureta limpa e vazia é fixada a um suporte na posição vertical; 
 
2. Antes de usar o reagente, deve-se agitar o frasco que o contém, pois não é raro haver na parte superior 
do mesmo, gotas de água condensada; 
 
3. A bureta é lavada duas vezes com porções de 5 mL do reagente em questão, que são adicionados por 
meio de um funil; cada porção é deixada escoar completamente antes da adição da seguinte; 
 
 
 
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4. Enche-se então, a bureta até um pouco acima do zero da escala e remove-se o funil; 
 
5. Abre-se a torneira ou afrouxa-se a pinça para encher a ponta e expulsar todo o ar e, deixa-se escoar o 
líquido, até que a parte inferior do menisco coincida exatamente com adivisão zero. 
 
 
Procedimento Experimental: 
 
1. Medir 100 (ou 50) mL de água num béquer de 100 (ou 50) mL e transferir para um balão 
volumétrico de 100 (ou 50) mL; 
2. Repetir o procedimento mais duas vezes; 
3. Medir 100 (ou 50) mL de água num erlenmeyer de 100 (ou 50) mL e transferir para um balão 
volumétrico de 100 (ou 50) mL; 
4. Repetir o procedimento mais duas vezes; 
5. Calcular a precisão das medidas realizadas com cada vidraria. Se o CV for menor ou igual a 5 
%, calcular o erro relativo, utilizando o valor médio das três medidas como o valor medido, na 
equação do Erro relativo. 
 
 
 
 
 
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6. SOLUÇÕES 
 
 
 A matéria pode ser dividida em duas classes: substâncias puras e misturas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
- Elementos: é uma substância (por exemplo, carbono, hidrogênio e ferro) que consiste em 
átomos idênticos. 
 
- Composto: é uma substância pura formada por dois ou mais elementos em proporções fixas em 
massa. Por exemplo, a água é um composto formado de hidrogênio e oxigênio, na proporção de 
2:1, enquanto que, o sal de cozinha é formado de sódio e cloro, na proporção de 1:1. 
 
- Misturas: é uma combinação de duas ou mais substâncias puras. Uma importante diferença 
entre mistura e composto é que as proporções em massa dos elementos de um composto são 
fixas, enquanto, na mistura, as substâncias puras podem estar presentes em qualquer proporção 
Matéria – qualquer coisa que ocupa espaço e 
tem massa. 
Misturas – uma combinação de 
duas ou mais substâncias puras. 
Substância pura – composição 
fixa; não podem ser purificadas. 
Fisicamente separáveis em 
Elementos 
não podem 
ser 
subdivididos 
por meio 
químico ou 
físico. 
Compostos 
elementos unidos 
em proporções 
fixas. 
Mistura 
homogênea 
composição 
totalmente 
uniforme. 
Mistura 
heterogênea 
composição 
não uniforme. 
 
 
 
 
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em massa. Por exemplo, sangue, manteiga, gasolina, sabão, o metal de um anel, o ar e a terra são 
misturas de substâncias puras. 
 
- Mistura homogênea e heterogênea: se uma mistura for totalmente uniforme no nível molecular, 
ela será denominada mistura homogênea ou, o que é mais usual, solução. Ar filtrado e água do 
mar, por exemplo, são ambas as soluções transparentes. Entretanto, na maioria das rochas, 
podem-se ver regiões distintas separadas uma das outras por limites bem definidos. Essas rochas 
são misturas heterogêneas. Outro exemplo é a mistura de areia e açúcar. Também é possível 
distinguir entre os dois componentes; a mistura não ocorre no nível molecular. Assim, misturas 
são classificadas com base em sua aparência a olho nu. 
 
- Soluções: quando se pensa em solução, normalmente se pensa em um líquido. As soluções 
líquidas, como o açúcar e a água, é o tipo mais comum, mas há também soluções de gases ou 
sólidos (Tabela 1). De fato, todas as misturas de gases são soluções. Como as moléculas de gás 
estão bem separadas uma das outras, e há muito espaço vazio entre elas, dois ou mais gases 
podem se misturar em quaisquer proporções. Como a mistura ocorre em nível molecular, sempre 
forma uma solução, isto é, não há misturas heterogêneas de gases. Com sólidos ocorre o oposto. 
Ao serem misturados sólidos, quase sempre se obtém uma mistura heterogênea. Como pedaços 
microscópicos de sólidos ainda contêm bilhões de partículas (moléculas, íons ou átomos), não há 
como obter mistura em nível molecular. Misturas homogêneas de sólidos (ou ligas), tais como o 
latão, não existem, mas são feitas pela fusão dos sólidos, misturando os componentes fundidos e 
permitindo que a mistura solidifique. 
 
Tabela 1. Os tipos mais comuns de soluções. 
Soluto Solvente Aparência da 
solução 
Exemplo 
Gás Em Líquido Líquido Água 
carbonada 
Líquido Em Líquido Líquido Vinho 
Sólido Em Líquido Líquido Água salgada 
Gás Em Gás Gás Ar 
Sólido Em Sólido Sólido Ouro 
(14quilates) 
 
 
 
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 Quando uma solução consiste em um sólido ou gás dissolvido em um líquido, o líquido é 
chamado solvente e o sólido ou gás é chamado de soluto. Um solvente pode ter vários solutos 
nele dissolvidos, até de diferentes tipos. Um exemplo comum é a água mineral, em que gases 
(dióxido de carbono e oxigênio) e sólidos (sais) são dissolvidos no solvente, a água. Quando um 
líquido é dissolvido em outro, pode surgir uma dúvida sobre qual é o solvente e qual é o soluto. 
Aquele que aparece em maior quantidade geralmente é chamado solvente. 
 
- Características das soluções 
 1. A distribuição das partículas em uma solução é uniforme: cada parte da solução tem 
exatamente a mesma composição e as mesmas propriedades de todas as outras partes. Essa é, de 
fato, a definição de homogêneo. 
 2. Os componentes de uma solução não se separam em repouso: uma solução de vinagre, 
por exemplo, nunca se separa. 
 3. Uma solução não pode ser separada em seus componentes por filtração: tanto o 
solvente como o soluto atravessa o papel de filtro. 
 4. Dados qualquer soluto e solvente, é possível preparar soluções com muitas 
composições diferentes: podemos facilmente preparar uma solução de1 g de glicose em 100 g de 
água, ou 2 g, ou 6 g, ou qualquer outra quantidade de glicose até o limite da solubilidade. 
 5. As soluções são quase sempre transparentes: podem ser incolores ou coloridas, mas 
geralmente podemos ver através delas. Soluções sólidas são exceções. 
 6. Soluções podem ser separadas em componentes puros: métodos comuns de separação 
incluem destilação e cromatografia. 
 
- Solubilidade: a solubilidade de um sólido em um líquido é a quantidade máxima de sólido que 
se dissolverá em uma dada quantidade de determinado solvente, a certa temperatura. Cada sólido 
tem uma solubilidade diferente em cada líquido. O mesmo acontece com gases dissolvidos em 
líquidos. Alguns líquidos são praticamente insolúveis em outros líquidos (gasolina em água), ao 
passo que são solúveis até certo limite (éter dietílico em água). 
 
- Solução saturada, insaturada e supersaturada: quando um solvente contem todo o soluto que ele 
pode manter em uma determinada temperatura, a solução é dita saturada. Qualquer solução que 
contenha uma quantidade menor do soluto é insaturada. Se forem adicionados mais soluto a uma 
 
 
 
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solução saturada, a uma temperatura constante, aparentemente nenhum sólido adicional vai se 
dissolver, pois a solução já contem todo o soluto que pode conter. Por outro lado, uma solução 
supersaturada contém mais soluto no solvente do que normalmente pode conter em uma dada 
temperatura sob condições de equilíbrio. Uma solução supersaturada não é estável; quando de 
algum modo perturbada, seja por vibração quando é sacudida ou por agitação, o excesso de 
soluto precipita e, assim, a solução retorna ao equilíbrio e torna-se apenas saturada. 
 
- Unidades de concentração: a quantidade de um soluto dissolvido em uma dada quantidade de 
solvente, isto é, a concentração da solução, pode ser expressa de várias maneiras. 
 
 
 Concentração comum – é a relação entre a massa do soluto (grama - g) e o volume da 
solução (litros - L). 
 
 ___________________________________________________________ 
 
 Densidade – é a relação entre a massa da solução e o volume da solução, geralmente em 
mL ou cm3. 
 
 ___________________________________________________________ 
 
 Concentração molar ou molaridade – é a relação entre o número de moles do soluto e o 
volume da solução (litros). 
 
 
 ___________________________________________________________Como o número de moles é a relação entre a massa e o mol de um composto, temos: 
 
 
 ___________________________________________________________ 
 
 Uma solução 1 molar é aquela que apresenta 1 mol de soluto em 1 litro de solução. 
 
 
 
19 
 
 
7. MEDIDAS DE MASSAS 
 
 Na maioria das análises, uma balança analítica precisa ser utilizada para se obter massas 
altamente exatas. As balanças de laboratório menos exatas também são empregadas para as medidas de 
massa quando a demanda por confiabilidade não for crítica. 
 
7.1 Tipos de balanças analíticas 
 
 Por definição, uma balança analítica é um instrumento usado na determinação de massas com 
uma capacidade máxima que varia de 1 g até alguns quilogramas, com uma precisão de pelo menos 1 
parte em 105 em sua capacidade máxima. A precisão e a exatidão de muitas balanças analíticas 
modernas excedem a 1 parte em 106 em sua capacidade total. 
 As balanças analíticas mais comumente encontradas (macrobalanças) têm uma capacidade 
máxima que varia entre 160 e 200 g. Com essas balanças, as medidas podem ser feitas com um desvio-
padrão de ± 0,1 mg. As balanças semi-microanalíticas têm uma carga máxima de 10 a 30 g com uma 
precisão de ± 0,01 mg. Uma balança microanalítica típica tem capacidade de 1 a 3 g e uma precisão de ± 
0,001 mg. 
 
7.2 Precauções no uso de uma balança analítica 
 
 A balança analítica é um instrumento delicado que você precisa manusear com cuidado. Observe 
as seguintes instruções gerais no trabalho com uma balança analítica, não obstante a marca ou modelo: 
 
a) Verificar se a balança está nivelada observando através de um nível em forma de bolha. Para 
nivelar a balança giram-se os pés localizados na parte frontal da mesma (depende da 
balança); 
b) Centralize tanto quanto possível a carga no prato da balança; 
c) Não se deve pesar material cujo peso seja mais ou menos próximo da capacidade da 
balança; 
d) Proteja a balança contra a corrosão. Os objetos a serem colocados sobre o prato devem ser 
limitados a metais inertes, plásticos inertes e materiais vítreos; 
e) Consulte o professor se julgar que a balança precisa de ajustes; 
f) Mantenha a balança e seu gabinete meticulosamente limpos; 
 
 
 
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g) Se durante a operação partículas cair no prato, retirá-las imediatamente; 
h) Sempre deixe que um objeto que tenha sido aquecido retorne à temperatura ambiente antes 
de pesá-lo; 
i) Utilize uma pinça para prevenir a absorção da umidade de seus dedos por objetos secos; 
j) A balança eletrônica quando não está em uso deverá estar desligada. 
 
OBS: A tara é a massa de um frasco de amostra vazio. Tarar é o processo de ajuste da balança para 
apresentar leitura zero na presença da tara. 
 
7.3 Dispositivo associado à pesagem - dessecadores 
 
 A secagem em estufa é a maneira mais comum de se remover umidade de sólidos. Essa 
abordagem não é apropriada para substâncias que se decompõem ou para aquelas nas quais a água não é 
removida na temperatura da estufa. 
 Para minimizar a absorção de umidade, os materiais secos são armazenados em dessecadores, 
enquanto se resfriam. Um dessecador é um dispositivo para a secagem de substâncias ou objetos. A 
Figura 28 apresenta um dessecador típico. A base contém um agente químico de secagem, como o 
cloreto de cálcio anidro, o sulfato de cálcio anidro. As superfícies de vidro esmerilhado são finamente 
recobertas com graxa. Quando se remove ou se recoloca a tampa de um dessecador, faz-se uso de um 
movimento de deslizamento para minimizar a perturbação da amostra. Uma vedação é alcançada por 
uma pequena rotação e pressão sobre a tampa já posicionada. 
 
 
Figura 28. Componentes de um dessecador típico. 
 
OBS: a secagem até massa constante é um processo no qual um sólido sofre um ciclo envolvendo etapas 
de aquecimento, resfriamento e pesagem até que seu peso torne-se constante na faixa de 0,2 a 0,3 mg. 
 
Tampa 
Superfícies de vidro 
esmerilhadas 
Dessecante 
Prato do dessecador 
Base 
 
 
 
21 
 
 
 
Procedimento Experimental: 
 
1. Preparar uma solução de acetato de sódio 0,2 M em balão de 100 mL. Qual a massa de 
sal necessária para esta solução? 
2. Preparar uma solução de ácido acético 0,2 M em balão de 100 mL. Qual o volume de 
ácido concentrado que deve ser utilizado? 
3. Qual o volume de acetato de sódio 0,2 M necessário para a preparação de uma solução 
0,05 M, utilizando um balão volumétrico de 25 mL? 
4. Se você tivesse preparado uma solução 0,15 M, quanto de ácido concentrado você 
deveria adicionar aos 100 mL para que a concentração final fosse 0,2 M? 
 
 
 
22 
 
 
 
8. TÉCNICAS DE FILTRAÇÃO 
 
 Filtração é a operação de separação de um sólido, de um fluido no qual está suspenso, 
pela passagem do líquido ou fluido através de um meio poroso capaz de reter as partículas 
sólidas. 
 Numa filtração qualitativa e dependendo do caso, o meio poroso poderá ser uma camada 
de algodão, tecido, polpa de fibras quaisquer, que não contaminem os materiais, mas o caso mais 
frequente é papel de filtro qualitativo. Para as filtrações quantitativas, usa-se geralmente papel de 
filtro quantitativo, ou placas de vidro sinterizado. Em qualquer um dos casos há uma grande 
quantidade de porosidade a ser selecionada, dependendo da aplicação. 
 Os papéis de filtro para fins quantitativos diferem dos qualitativos, principalmente por 
serem quase livres de cinzas (na calcinação). Estes papéis existem na forma de discos e 
apresentam várias porosidades: 
1. Faixa preta – textura aberta e mole que filtra rapidamente. Usos: precipitados grossos e 
soluções gelatinosas; 
2. Faixa branca – precipitados médios tipo sulfato de bário; 
3. Faixa azul – precipitados finos como o sulfato de bário formado à frio; 
4. Faixa vermelha – para materiais que tendem a passar para a solução ou suspensões 
coloidais; 
5. Faixa verde – no caso anterior quando se exige dupla folha da faixa vermelha; 
6. Fino – filtração de hidróxidos do tipo de alumínio e ferro. 
 
 A filtração e a transferência do material retido no béquer devem ser feitas conforme as 
Figuras 29 e 30, respectivamente. 
 
 
Figura 29. Filtração comum. 
 
 
 
 
23 
 
 
 
 
Figura 30. Transferência do precipitado com o auxílio de uma pisseta. 
 
 A filtração com funil de Buchner deve ser efetuada com sucção com o auxílio de uma 
bomba de vácuo e kitassato. No fundo do funil, sobre a placa plana perfurada é adaptado o disco 
de papel de filtro molhado, aderido devido à sucção. A sucção acelera a filtração, especialmente 
para precipitados gelatinosos. Um esquema de uma filtração com funil de Buchner é apresentada 
na Figura 31. 
 
 
Figura 31. Esquema de uma filtração com funil de Buchner. 
 
 A filtração de suspensões microbianas é feita em membrana com 0,2 ou 0,45 m de 
diâmetro de poro também se utilizando uma bomba de vácuo. A Figura 32 apresenta um 
esquema de uma filtração com membrana. 
 
 
 
 
24 
 
 
 
Figura 32. Esquema de uma filtração com membrana. 
 
 A equação a seguir é utilizada para a determinação da concentração (em g/L), após 
filtração de uma suspensão. 
 
)(
))(( 12
LV
gmm
C


 
Onde: 
m2 – massa de sólidos (em grama) 
m1 – massa da membrana ou papel de filtro quantitativo (em grama) 
V – volume filtrado (em litro) 
 
Procedimento Experimental: 
 
1. Pesar 0,1 g de fermento biológico e dissolver em 70 mL de água destilada; 
2. Transferir para um balão volumétrico de 100 mL; 
3. Lavar todo o resíduo que ficar no béquer e transferir a água de lavagem para o balão volumétrico;4. Aferir o menisco com água destilada; 
5. Filtrar 10 mL em membrana de celulose (0,2 m), previamente tarada, utilizando um suporte para 
filtração à vácuo; 
6. Colocar a membrana numa estufa de secagem a 80ºC, durante 24 horas; 
7. Pesar a membrana em balança analítica, após esfriar em dessecador por 30 minutos; 
8. Expressar o resultado de concentração em g/L; 
9. Determinar a precisão da medida; 
10. Calcular o erro relativo, considerando o valor de referência a concentração do fermento biológico no 
balão volumétrico. 
 
 
 
25 
 
 
9. VOLUMETRIA 
 
Para determinar a concentração de um ácido ou de uma base, um método chamado titulação é 
utilizado. A titulação utiliza o fato de que ácidos são neutralizados por bases para formar sal e água. 
Quando se adicionam números iguais de equivalentes-grama de base e de ácido, a solução mudará de 
cor em função da presença de um indicador ácido-base. Esta mudança de cor indica o ponto final da 
titulação e é chamado de ponto de viragem ou ponto de equivalência e o número de íons H+ é igual ao 
nº de íons OH-. O ponto quando a base neutraliza completamente um ácido (ou vice versa) pode ser 
detectado com um indicador, que muda de cor com um excesso de íons H+ ou OH-. 
 
Procedimento Experimental: 
 
 
Figura 33. Reação do Biftalato de Potássio com Hidróxido de Sódio. 
 
1. Lavar a bureta duas vezes com NaOH que é adicionado por meio de um funil; 
2. Deixar escoar livremente cada porção antes da adição da seguinte; 
3. Colocar o NaOH na bureta até um pouco acima do zero da escala; 
4. Abrir e fechar a torneira rapidamente para evitar a formação de bolhas de ar e para encher a 
ponta da bureta; 
5. Pesam-se 0,2 g de biftalato de potássio (KHC8H4O4) em erlenmayer de 250 mL, colocam-se 
10 mL de água destilada e três gotas de fenoftaleína; 
6. Colocar o erlenmeyer sob a bureta e um papel de filtro sob o erlenmeyer para verificar o ponto 
de viragem com mais facilidade; 
7. Segurar a torneira da bureta com a mão esquerda e o gargalo do erlenmeyer com a mão 
direita; 
8. Usando a mão esquerda, abrir cuidadosamente a torneira da bureta e gotejar a solução de 
NaOH na solução de biftalato de potássio, com agitação branda; 
9. Após a viragem do indicador de incolor para coloração rósea, calcular o volume de NaOH 
gasto na titulação; 
10. Determinar a concentração de NaOH pela análise dimencional. 
 
 
 
26 
 
 
Procedimento Experimental: 
 
 
Figura 34. Reação do Ácido Acético com Hidróxido de Sódio. 
 
1. Lavar a bureta duas vezes com NaOH que é adicionado por meio de um funil; 
2. Deixar escoar livremente cada porção antes da adição da seguinte; 
3. Colocar a base na bureta até um pouco acima do zero da escala; 
4. Abrir e fechar a torneira rapidamente para evitar a formação de bolhas de ar e para encher a 
ponta da bureta; 
5. Colocar num erlenmeyer de 250 mL, 10 mL de CH3COOH; 
6. Adicionar 2 gotas de solução de fenolftaleína; 
7. Colocar o Erlenmeyer sob a bureta e um papel de filtro sob o Erlenmeyer, para verificar o 
ponto de viragem com mais facilidade; 
8. Usando a mão esquerda, abrir cuidadosamente a torneira da bureta e gotejar a solução de 
NaOH na solução de CH3COOH, com agitação branda; 
9. Após a viragem do indicador de incolor para coloração rósea, calcular o volume de NaOH 
gasto na titulação; 
10. Determinar a concentração de CH3COOH pela análise dimencional. 
 
 
 
 
27 
 
 
 
10. Ácidos e Bases 
 
O conceito de Arrhenius de ácidos e bases define um ácido como qualquer substância que pode 
aumentar a concentração do íon hidrônio, H3O
+, em solução aquosa. Por outro lado, uma base é uma 
substância que aumenta a concentração do íon hidróxido em água. Assim, HCl é um ácido, porque reage 
com a água de acordo com a equação, 
 
 
 
Um exemplo de uma base de Arrhenius é o NaOH, um composto iônico contendo íons Na+ e 
OH-. Em água, ela sofre dissociação: 
 
 
 
A definição de ácidos e bases, em termos dos íons hidrônio e hidróxido em água, é muito 
restrita, porque limita a discussão do fenômeno ácido-base apenas a soluções aquosas. Uma abordagem 
mais geral foi proposta por BrǾnsted e Lowry. Eles definiram ácido como uma substância capaz de doar 
um próton (isto é, um íon hidrogênio, H+) a outra substância. Base, então, foi definida como uma 
substância capaz de aceitar um próton de um ácido. De maneira mais simples, ácido é um doador de 
próton e base é um receptor de próton. 
 A reação ácido-base de BrǾnsted-Lowry ocorre, por exemplo, quando HCl é adicionado à água. 
Nesta reação, o HCl está atuando como um ácido, pois está doando um próton à molécula de água. A 
água, por outro lado, está se comportando como uma base, por aceitar um próton do ácido. 
 Se tivermos uma solução de HCl concentrado e a aquecermos, expulsaremos o HCl gasoso. Em 
outras palavras, podemos inverter esta reação de tal forma que H3O
+ e Cl- reajam entre si, para produzir 
HCl e H2O. Esta reação inversa é, também, uma reação de BrǾnsted-Lowry, com o íon hidrônio 
servindo como ácido, por doar seu próton, e com o íon cloreto funcionando como base, por aceitá-lo. 
Assim, podemos olhar a reação do HCl com a água como um equilíbrio, onde temos dois ácidos e duas 
bases, um de cada lado, em ambos os lados da seta, 
 
 
 Ácido Base Ácido Base 
 
 
 
28 
 
 
 
 Estas duas substâncias estão relacionadas entre si pela perda ou pela aquisição de um simples 
próton e constituem um par ácido-base conjugado. Dizemos que o Cl- é a base conjugada do ácido HCl 
e, do mesmo modo, HCl é o ácido conjugado da base Cl-. Nesta reação, também constatamos que H2O e 
H3O
+ formam um par conjugado. A água é a base conjugada do H3O
+ e este é o ácido conjugado do 
H2O. Observa-se que os membros de um par conjugado diferem apenas em um próton. Em um par 
conjugado, o ácido tem um hidrogênio a mais que a base. 
 A água em solução aquosa de HCl funcionou como base e funciona como ácido em solução 
aquosa básicas, como por exemplo, de amônia. Uma substância que pode atuar de ambas as formas, 
dependendo das condições, é chamada de anfiprótica ou anfótera. A água sofre reação de auto-ionização 
na qual a transferência de um próton, entre duas moléculas semelhantes, produz um par de íons: 
 
 
 
 A reação para a auto-ionização da água é, muitas vezes, simplificada, omitindo-se a molécula de 
água que capta o H+, 
 
 
 
O íon hidrogênio e o íon hidróxido entram em muitos equilíbrios, além da dissociação da água; 
portanto, freqüentemente, é necessário especificar suas concentrações em solução aquosa. Essas 
concentrações podem variar desde valores relativamente altos até valores muito pequenos (10 M até 10-
14 M); por isso, foi instituída uma notação logarítmica para simplificar a expressão dessas quantidades (o 
símbolo p denota “logaritmo negativo de”). Em geral, para uma quantidade X, 
 
 
 
Por exemplo, se desejamos indicar a concentração do íon hidrogênio em uma solução, falamos 
de pH, definido como 
 
 
 
 
 
 
29 
 
 
 Numa solução em que a concentração do íon hidrogênio é 10-3M, temos, portanto, 
 
 
 
 Em uma solução neutra, [H+] = [OH-] = 10-7 M e pH = 7,0. Em uma solução ácida, a 
concentração do íon hidrogênio é maior que 10-7 M (por exemplo, 10-3 M) e o pH é menor que 7,0. Do 
mesmo modo, em soluções básicas, [H+] é menor que 10-7 M (por exemplo, 10-10 M) e o pH é maior que 
7,0. 
 
 O pH de uma solução é convenientemente medido eletronicamente usando-se um pHmetro. 
Mergulham-se os eletrodos do aparelho na solução a ser testada e lê-se o pH. 
 
Quando umácido é adicionado à água e doa um próton, o pH aumenta com relação ao pH inicial 
do ácido, uma vez que houve perda de H+. Da mesma forma, quando uma base é adicionada à água, 
ocorre a recepção de um próton da água e o pH diminui com relação ao pH inicial da base. 
 Algumas propriedades dos ácidos e bases são: 
1. Neutralização – ácidos e bases reagem um com o outro para cancelar ou neutralizar suas 
características ácidas ou básicas; 
2. Reações com indicadores – certos corantes orgânicos chamados indicadores, possuem cores 
diferentes, dependendo do meio onde estejam se ácido ou básico; 
3. Catálise – muitas reações químicas são catalisadas pela presença de ácidos ou bases. 
Obs.: indicadores são substâncias que possuem a propriedade de mudar de cor em função da 
concentração de íons H3O
+. 
 
 
 
30 
 
 
 
11. TAMPÕES 
 
 Qualquer solução que contenha um ácido fraco e uma base fraca tem a capacidade de absorver 
pequenas quantidades de um ácido forte ou de uma base forte com uma variação muito pequena no pH. 
Quando pequenas quantidades de um ácido forte são adicionadas, estas são neutralizadas pela base 
fraca, enquanto que pequenas quantidades de uma base forte são neutralizadas pelo ácido fraco. Tais 
soluções são chamadas de tampões, pois resistem a variações significativas no pH. 
 Um tampão cujo pH seja menor que 7, geralmente, pode ser preparado misturando-se um ácido 
fraco com um sal derivado do ácido fraco, como, por exemplo, ácido acético e acetato de sódio. O 
mesmo raciocínio pode ser utilizado para um tampão com pH maior que 7. 
 Em um tampão ácido, a concentração de H+ (e o pH) são determinados pelas concentrações 
relativas do ácido fraco e sua base conjugada (que é o ânion). Por exemplo, para o ácido acético, temos 
 
 
 
 
 
 
 Resolvendo para o , temos: 
 
 
 
Onde Ka é a constante de dissociação do ácido. Os ácidos mais fortes têm constantes de dissociação 
maiores. 
 
 Os valores de pKa são análogos ao de pH e são definidos pela equação: 
 
 
 
 
 
 
31 
 
 
 Quanto mais fortemente um ácido se dissocia, menor é o seu pKa. 
 
 A relação quantitativa entre o valor de pH, a ação tamponante da mistura do ácido fraco com sua 
base conjugada e o pKa do ácido fraco é dada pela equação de Henderson-Hasselbalch. Esta equação é 
simplesmente uma forma útil de redefinir a expressão para a constante de dissociação de um ácido. Para 
a dissociação de um ácido fraco HÁ em H+ e A-, a equação de Henderson-Hasselbalch pode ser derivada 
como segue: 
 
 
Resolvendo-se para : 
 
 
 
Calculando-se o logaritmo negativo dos dois lados: 
 
 
 
Substituindo-se por pH e por pKa: 
 
 
 
Invertendo-se a fração , inverte-se o sinal, e obtém-se a equação de Henderson-Hasselbalch: 
 
 
 
que pode ser escrita em sua forma genérica, como 
 
 
 
 
 
32 
 
 
 
 A equação de Henderson-Hasselbalch possibilita calcular o pKa de qualquer ácido fraco a partir 
da razão molar entre as espécies doadora de prótons e receptora de prótons em qualquer pH dado. 
Também é possível calcular o pH de um par ácido-base conjugado com um dado pKa e em uma dada 
relação molar, e, ainda, calcular a razão molar entre o doador e o receptor de prótons em qualquer pH 
dado, conhecendo-se o pKa do ácido fraco. 
 Para o tampão de ácido acético-acetato de sódio, temos a equação de Henderson-Hasselbalch, 
reescrita como: 
 
 
 
 Numa solução tampão de ácido acético-acetato de sódio, existem moléculas inteiras de 
: 
 
 
 
Por outro lado, o sal está totalmente dissociado: 
 
 
 
Adicionando um ácido qualquer a esta solução, seus H+ serão imediatamente consumidos pelo 
primeiro equilíbrio, deslocando a reação para a esquerda. Assim, a acidez não aumenta e o pH não varia. 
Não faltará o íon comum ( ), pois também virá da dissociação do sal do tampão. 
Da mesma forma, adicionando-se uma base qualquer à solução tampão, seus OH- serão 
imediatamente consumidos pelos H+ da reação, formando água. Assim, a basicidade também não 
aumenta e o pH não varia. Não faltarão H+ para reagir com os OH- da base adicionada, uma vez que o 
ácido acético é um ácido fraco e ainda terão moléculas inteiras deste ácido que continuarão se ionizando 
e fornecendo H+. 
 
 
 
 
 
 
 
33 
 
 
Procedimento Experimental: 
 
1. Misturar 14,8 mL da solução A (ácido acético 0,2 M em balão de 500 mL. Qual o volume de 
ácido utilizado? O aluno encontrará esta solução já preparada) com 35,2 mL da solução B; 
2. Completar o volume para 100 mL; 
3. Calcular as novas concentrações do ácido e do sal; 
4. Utilizando a equação de Henderson-Hasselbalch, calcular o pH desta solução. Considere que 
o pKa do ácido acético é 4,76; 
5. Medir o pH e comparar com o valor encontrado pela equação; 
6. Calcular o erro relativo, considerando o valor encontrado na equação como sendo o valor 
real. 
 
 
 
34 
 
 
 
12. DETERMINAÇÃO DA UMIDADE NO MICRO-ONDAS 
 
A determinação do teor de água em alimentos é uma das medidas mais importantes e 
utilizadas na análise de alimentos e se faz fundamental para a adequada armazenagem desses. O 
teor de água pode ser classificado em água superficial, que se refere à água livre ou presente na 
superfície externa do alimento, facilmente evaporada e água adsorvida, referente à água ligada 
encontrada no interior do alimento, sem combinar-se quimicamente com o mesmo. 
O método convencional de secagem utiliza estufa como equipamento o que demanda 
entre 12 a 72 horas para completar a secagem. No Brasil, o método oficial para determinação de 
umidade é o de estufa a 105 °C ± 3 °C durante 24 horas, estabelecido pelo Ministério da 
Agricultura. No entanto, alguns métodos alternativos vêm sendo investigados e dentre esses se 
tem a utilização do forno de micro-ondas doméstico como equipamento, o que demanda de 10 a 
14 minutos. Esta técnica tem como benefício direto a redução do tempo de análise, do gasto de 
energia e facilidade de adoção. 
 
Procedimento Experimental: 
 
A turma será dividida em grupos, os quais farão os experimentos em replicata. Cada 
grupo terá três placas de Petri previamente taradas (105 °C durante 24 horas). Serão pesados dois 
gramas de farinha de trigo nas três placas e as mesmas deverão passar por um processo de 
secagem para determinação da umidade em micro-ondas. Para isso, essas serão submetidas a 
uma escala crescente de tempo (30s, 60s, 90s, 120s, 150s, 180s, 210s, 240, 270s e 300s) com 
variação de 30 segundos a 500 W. Após cada um desses tempos os recipientes serão pesados e a 
umidade deverá ser calculada. Com esses valores será possível gerar um gráfico massa (g) 
versus tempo (s). Espera-se que seja possível visualizar a queda da massa ao longo do tempo. 
 
Obs.: Todas as pesagens deverão ser realizadas em balança fechada e com ar-condicionado 
desligado. 
 
 
 
35 
 
 
 
13. ESPECTROSCOPIA NO ULTRAVIOLETA/VISÍVEL 
 
 Conceitos fundamentais 
 
 A luz, em todas as suas formas (raios X, luz visível, radiação UV ou infravermelha e 
ondas de rádio e televisão), é chamada de radiação eletromagnética. Ela viaja através do espaço 
a uma velocidade constante c, chamada de velocidade da luz igual a 3x108 m/s. A forma como a 
luz caminha é a de onda. 
 As ondas são caracterizadas pela intensidade ou amplitude, pelo comprimento (), que é 
a distância entre dois picos ou dois vales consecutivos, e, pela frequência (), que é o número de 
picos que passam por um dado ponto por segundo. 
 


c

 
 
 A radiação eletromagnética (luz) na parte visível do espectro(porção do espectro 
eletromagnético, cuja radiação pode ser captada pelo olho humano), possui comprimento de 
onda dado em nm, que se estende de 400 até cerca de 700 nm (Figura 35). O espectro visível 
pode ser subdividido de acordo com a cor, com vermelho nos comprimentos de onda maiores e 
violeta nos comprimento de onda menores. 
 
 
Figura 35. Espectro visível. 
 
 
 
 
36 
 
 
 A radiação ultravioleta é a radiação eletromagnética com comprimento de onda menor 
que o da luz visível (190 a 400 nm). O nome significa “além do violeta”, pelo fato que a cor 
violeta é a cor visível com menor comprimento de onda (Figura 36). 
 
 
Figura 36. Espectro ultravioleta. 
 Princípio 
 
 A luz da lâmpada passa através de uma célula de fluxo e bate num diodo (componente 
eletrônico formado por supercondutores, que possibilitam a circulação de corrente), que mede a 
intensidade da luz, I. Geralmente, a luz da lâmpada é também direcionada para um diodo de 
referência para a medida da intensidade original da luz, I0. O detector eletrônico então converte o 
sinal dos dois diodos em absorbância A, que é transmitida ao sistema de dados. 
 
 
 
A - absorbância 
I - Intensidade da luz 
I0 - Intensidade original da luz 
C - concentração do composto na célula de fluxo 
 – absortividade molar (coeficiente de extinção molar) – mede a intensidade de absorção. 
Lcf - comprimento da célula de fluxo 
 
 A absorção da luz é o resultado de uma transição eletrônica. 
 Como as ligações sigma são muito fortes, a energia necessária para uma transição 
eletrônica é muito grande. Uma vez que a quantidade de energia necessária à transição eletrônica 
é inversamente proporcional ao comprimento de onda, grupos saturados (que têm apenas 
ligações sigma) absorvem em comprimentos de onda muito baixos (menores que 140 nm). 
I
I
A 0log
cfLCA 
 
 
 
37 
 
 
 
hE 
 
 
E – Energia 
h – constante de Planck 
 
Logo, 
 

c
hE 
 
 
 Grupo cromóforo – grupo insaturado covalente que apresenta absorção característica na 
região do ultravioleta (ou do visível). 
 
 Ex: alcenos, alcinos, anéis aromáticos; ligações duplas C e O, N, S; ligações duplas N e 
N, O; ligações duplas S e O. 
 
Procedimento Experimental: 
 
 Uma curva de calibração pode ser construída, pela relação entre a absorbância e a 
concentração conhecida de um dado composto. A próxima etapa é a da previsão, na qual o sinal 
de resposta obtido para a amostra é usado para prever a concentração desconhecida, a partir da 
curva de calibração ou pela equação de melhor ajuste. Então a concentração do composto na 
amostra original é calculada pela aplicação dos fatores da diluição apropriados decorrentes das 
etapas de preparação da amostra. 
 A ordenada é o eixo da variável dependente (resposta método), enquanto que a abscissa é 
a variável independente (concentração do composto). Como é típico e normalmente desejado, o 
gráfico se aproxima de uma linha reta (Figura 37). 
 
 
 
 
38 
 
 
 
Figura 37. Exemplo de uma curva de calibração. 
 
 
1. Preparar uma solução padrão de glicose na concentração de 20 g/L, utilizando balão de 50 
mL; 
2. Preparar oito soluções a partir da solução do item 1, nas seguintes concentrações: 0,05; 0,1; 
0,2; 0,4; 0,6; 0,8; 1 e 1,2 g/L; 
3. Colocar 0,5 mL de cada uma das soluções de glicose, em tubos de ensaio com tampa e 
adicionar 1,0 mL do ácido dinitrosalicílico; 
4. Aquecer por 5 minutos a 100 ºC, utilizando um banho maria em bico de Bunsen; 
5. Resfriar os tubos em banho de gelo; 
6. Adicionar 10 mL de água destilada; 
7. Repetir o procedimento adicionando 20 mL de água destilada; 
8. Ler as absorbâncias em espectrofotômetro UV/VIS a 540 nm; 
9. Preparar um “branco”, substituindo-se a solução de glicose por 0,5 mL de água destilada. 
 
Obs: os resultados das absorbâncias devem ser plotados contra os valores de concentração de 
glicose em g/L e a linha de tendência (linear) deve ser traçada através dos pontos formados. 
Construir duas curvas, uma para a adição de 10 e outra para a adição de 20 mL de água. 
 
Obs: O teste de DNS (ácido dinitrosalicílico) baseia-se na reação entre o açúcar redutor e o ácido 
3,5-dinitrosalicílico (cor amarelo), que é reduzido a um composto colorido avermelhado, o ácido 
3-amino-5-nitrosalicílico, oxidando o monossacarídeo redutor (Figura 38). 
 
 
 
 
39 
 
 
 
Figura 38. Reação de oxidação da carbonila pelo DNSA (Miller, 1959). 
 
 
14. BIBLIOGRAFIA 
 
1. Brady, J. E.; Humiston, G. E. Química Geral, vol. 1 e 2, Livros Técnicos e Científicos Editora, 
2ª edição, 1986. 
2. Bettlheim, F. A.; Brown, W.; Campbell, M. K.; Farrel, S. O. Introdução à Química Geral, 
Orgânica e Bioquímica, Tradução da 9ª Edição Norte-Americana, Cengage, 2012. 
3. Fiorotto, N. R.; Técnicas Experimentais em Química – Normas e Procedimentos, Érica, 1ª 
edição, 2014. 
4. Trindade, D. F.; Oliveira, F. P.; Banuth, G. S.; Bispo, J. G. “Química Básica Experimental”, 
Cone, 2010.