Guia de laboratório de química da água 2015.1

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE CAMPINA GRANDE 
CENTRO DE TECNOLOGIA E RECURSOS NATURAIS 
UNIDADE ACADÊMICA DE ENGENHARIA CIVIL 
LABORATÓRIO DE SANEAMENTO 
 
CÓDIGO 1503167 – LABORATÓRIO DE 
QUÍMICA DA ÁGUA 
MANUAL DE LABORATÓRIO (2015) 
 
 
1. INTRODUÇÃO 
 A componente laboratorial da disciplina Laboratório de Química da Água é de 
caráter exclusivamente experimental, enquadrando-se no respectivo programa e 
inserindo-se no início da sequência natural de disciplinas laboratoriais do currículo da 
Engenharia Civil. Sendo a única disciplina laboratorial exclusivamente dedicada à área 
da Química nesta Engenharia, houve a intenção clara de aperfeiçoar o seu programa de 
modo a rentabilizar, o melhor possível, a formação dos estudantes neste domínio da sua 
preparação académica. Neste contexto, considerou-se à partida que os estudantes não 
tenham os conhecimentos suficientes no que se refere aos hábitos de trabalho num 
laboratório, às técnicas e operações unitárias básicas, às regras de segurança, ao 
tratamento e apresentação de resultados, bem como ao equipamento e instrumentação 
correntes a utilizar. A este propósito, é ainda importante chamar a atenção para as 
vantagens e características específicas do trabalho em equipe, cuja filosofia num futuro 
Engenheiro Civil deverá começar a conscientizar-lhe tão cedo quanto possível. 
 Assim, este Guia de Laboratório foi elaborado no sentido de se estabelecer um 
esquema de trabalho para as aulas práticas. O seu objetivo consiste em auxiliar e 
possibilitar ao aluno uma situação de maior aproveitamento. 
 O trabalho que se realiza em um curso prático de Química requer, além de 
grande dedicação e interesse, muito cuidado e atenção. Para melhor aprendizagem, 
torna-se necessário o aproveitamento substancial do tempo. O volume de informações é 
enorme e a quantidade de conceitos necessários é muito grande. Deve-se procurar fixar 
muito bem todos os conceitos básicos, tornando-os cada vez mais solidificados e vivos 
na memória; isto possibilitará mais segurança e uma maior capacidade de raciocínio. 
Com certeza, quando o aluno consegue entender e assimilar claramente os problemas 
relacionados com um experimento, se sentirá mais firme, hábil e com maior 
determinação ao procurar o entendimento para os próximos. 
 
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 O tempo de laboratório é importantíssimo: quanto mais, melhor. Deve-se ter 
sempre presente que a química é uma ciência experimental, por isso, o laboratório deve 
ser explorado ao máximo. Faz-se necessário o conhecimento prévio do que será 
discutido em cada aula. Deve-se anotar tudo o que for observado e procurar representar 
por meio de equações de reação todos os fenômenos químicos processados. Um período 
posterior às aulas deve ser reservado para organização e fixação do que foi colocado à 
disposição. Em caso de dúvidas os testes ou experimentos deverão ser refeitos, 
explorando a literatura ou se esclarecendo com o professor. 
 
 
2. CRONOGRAMA DO CURSO 
 
2.1 PERÍODO 2015.1 
SEMANA ATIVIDADES 
06/04 a 10/04 Entrega e leitura do plano de ensino. Instruções de segurança e vidraria 
13/04 a 17/04 Instruções de segurança e vidraria 
27/05 a 01/05 Densidade de Líquidos e Sólidos 
04/05 a 08/05 Densidade de Líquidos e Sólidos (CONTINUAÇÃO) 
11/05 a 15/05 Preparo e diluição de soluções 
18/05 a 22/05 Viscosidade 
25/05 a 29/05 Estudo da velocidade das reações 
08/06 a 12/06 Prova 1: Sobre os quatro primeiros Experimentos 
15/06 a 19/06 Estudo de ácidos e bases em meio aquoso 
29/06 a 03/07 Turbidez e Condutividade 
06/07 a 10/07 Determinação de D.B.O 
13/07 a 17/07 Alcalinidade e Dureza 
20/07 a 24/07 Determinação da D.Q.O 
27/07 a 30/07 Prova 2:Sobre os cinco experimentos finais. 
31/07 Reposição de Provas 
03/08 a 07/08 Prova final 
 
 
 
 
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3. ESTRATÉGIAS UTILIZADAS PARA O CONTROLE ORGANIZACIONAL 
DO LQA: 
 Para que o Laboratório de Química de Água esteja sempre organizado, algumas 
regras são adotadas, semestralmente, de forma a facilitar o controle e a limpeza de 
bancadas e vidrarias. Dessa forma, todas as turmas poderão estudar em um ambiente 
mais limpo e mais seguro: 
1- A disciplina inicia-se no horário determinado. Uma tolerância máxima de 15 
minutos será aplicada. Após 15 minutos o estudante não poderá participar da aula, 
receberá falta e nota zero no relatório do respectivo experimento; 
2- É obrigação de cada estudante adquirir os roteiros das aulas experimentais. Os 
estudantes também deverão, obrigatoriamente, preparar-se previamente, lendo e 
estudando o roteiro de cada experimento e procurando na literatura o princípio teórico 
do conceito a ser abordado, além de resolver os questionários quando solicitados; 
3- IMPORTANTE: Não será permitida a entrada no laboratório de estudantes que 
não estiverem utilizando jaleco (avental), sapatos fechados e calças compridas; 
4- IMPORTANTE: Fica proibido o uso de aparelho celular, mp3, mp4, e similares 
durante as aulas experimentais e provas. Portanto, tais aparelhos deverão permanecer 
desligados; 
5- Nas primeiras aulas, serão formados os grupos de alunos, os quais deverão ser 
FIXOS, isto é, deverão trabalhar juntos ao longo de todo o semestre, salvo em 
circunstâncias excepcionais. Isso facilitará o controle organizacional do laboratório, que 
será feito pelo professor e pelo técnico, no caso de haver eventuais problemas, como 
quebra de vidraria ou existência de materiais sujos e/ou fora dos seus devidos lugares. O 
professor (a) deverá tomar as providências necessárias, de acordo com seu critério de 
avaliação, se forem detectadas situações como as supracitadas. Isso evitará que os 
problemas encontrados se repitam. 
6- Todo aluno ou 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, que deverão estar sempre limpos 
e organizados. O aluno ou grupo deverá zelar por seus materiais 
7- O grupo deverá guardar sempre sua vidraria, mesmo molhada, de volta ao local de 
onde ela foi retirada. 
 
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8- Os alunos deverão limpar seus materiais de trabalho ANTES e DEPOIS de realizar 
o experimento. Não é recomendável confiar na lavagem de outras pessoas. Qualquer 
contaminação existente poderá comprometer o resultado da prática. 
9- Caso sejam encontrados problemas, como falta/quebra de vidraria, falta de 
reagentes, dúvidas com respeito a algum equipamento, etc., o técnico ou o professor 
deve ser chamado. 
10- Os materiais NUNCA devem ser retirados de outros grupos, mesmo daqueles em 
que não houver alunos trabalhando, sem consulta prévia ao técnico. Isso evitará que 
outras turmas encontrem os seus lugares desorganizados. 
11- Quando terminar o experimento, antes de ir embora do laboratório, o aluno deverá 
chamar o técnico para que este verifique se todo o material foi corretamente guardado e 
limpo em seus devidos lugares. 
12- Só é permitida a permanência no laboratório de alunos matriculados na disciplina. 
Fora do horário de aula o aluno não poderá realizar experimentos no laboratório. 
13- As suas tarefas deverão ser entregues sempre nas datas marcadas. 
14- Não haverá reposição de experimentos. Em caso de falta justificadae 
documentada, sua falta será desconsiderada, bem como a nota do respectivo relatório. 
Se algum estudante apresentar indisciplina ou atitudes que venham a trazer risco aos 
outros estudantes, este será convidado a se retirar do laboratório, terá nota zero e falta 
no referido experimento. Solicitações para a realização de provas teóricas substitutivas 
(Reposição) em função de faltas serão avaliadas caso a caso mediante a apresentação de 
justificativa pertinente e por escrito. A data da prova em questão será marcada de 
comum acordo entre professor e discente. Não existindo justificativa, será atribuída nota 
zero à prova teórica em questão. 
 
4. MÉTODO DE AVALIAÇÃO 
 Na parte laboratorial de uma disciplina, dado o caráter exclusivamente 
experimental, é natural que o elemento preponderante na avaliação de um aluno seja o 
seu desempenho no laboratório, ou seja, o modo como trabalha, como resolve os 
problemas técnicos, o grau de consciência com que executa as experiências e o seu 
sentido crítico. No entanto, outros fatores há que não podem ser desprezados, como 
sejam o grau de preparação do trabalho e o conhecimento dos fundamentos teórico-
 
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práticos subjacentes, a maneira como apresenta os resultados, os discute e critica o 
trabalho, isto é, a qualidade do relatório. 
 Atendendo aos princípios acabados de enunciar, a nota obtida de cada aluno na 
parte laboratorial desta disciplina resultará de uma ponderação dos seguintes fatores: 
• Desempenho experimental (avaliação do trabalho no laboratório): A (peso 3); 
• Relatório: B (peso 7). 
 
 A Nota referente à Parte Prática resultará então da seguinte expressão: 
Parte Prática (PP) = (3A + 7B) / 10 
 Note-se que, embora os trabalhos sejam preparados e realizados em grupo, o 
desempenho dos dois alunos de cada grupo pode ser diferente (fator A individual), pelo 
que a classificação final na parte prática da disciplina não terá de ser necessariamente a 
mesma para os dois alunos de um mesmo grupo. 
 Para complementar a nota final da disciplina, serão aplicadas duas provas 
escritas de acordo com o cronograma mostrado anteriormente. Dessa forma, a nota final 
de cada aluno na disciplina poderá ser calculada da seguinte forma: 
NF = (PP x 0,6) + (PE x 0,4) 
Onde: PP = Nota obtida na Parte Prática 
 PE = Nota obtida na Prova Escrita 
 
5. ELABORAÇÃO DOS RELATÓRIOS 
 A evolução dos conhecimentos científicos, embora resulte de um conjunto 
complexo de fatores, assenta num princípio muito simples: a acumulação das 
contribuições dadas por todos aqueles que se dedicaram, se dedicam e venham a 
dedicar-se à investigação científica. Isto significa que quando se obtém um resultado ou 
se propõe um novo conceito há que dar conta dele à comunidade. É o que se faz 
normalmente através das chamadas “publicações científicas”, onde os autores dão a 
conhecer ao resto do mundo resultados originais e conceitos novos. 
 Quando se efetua um trabalho, como os que irá fazer nesta e noutras disciplinas 
de caráter experimental, também se obtêm resultados, de que se deve dar conta através 
de um relatório. É claro que neste caso os resultados não são novos nem originais e a 
sua divulgação não tem de ser feita à comunidade científica internacional, mas apenas 
 
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aos responsáveis pela avaliação do trabalho. Contudo, os princípios que regem a 
elaboração de um bom relatório são os mesmos em que assenta a redação de um artigo 
científico. 
 Dessa forma, será apresentado em seguida apenas alguns tópicos respeitantes à 
estrutura e ao conteúdo de um relatório típico de um trabalho de Laboratório de 
Química de Água. 
 O relatório pode ser elaborado de acordo com o esquema em anexo (note que o 
que a seguir se apresenta é uma proposta, uma sugestão, e não um modelo rígido a ser 
incondicionalmente adotado e seguido). 
 
6. INSTRUÇÕES PARA O TRABALHO DE LABORATÓRIO 
 O trabalho num laboratório químico só é efetivo quando realizado de forma 
consciente 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 e/ou executado de maneira imprópria. 
 Mesmo que outras disciplinas de laboratório do curso venham apresentar e 
discutir as normas e fornecer esclarecimentos sobre o trabalho prático, convém 
introduzir alguns itens gerais importantes, assim como mencionar aqueles de caráter 
específico. Dessa forma, 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; 
 NUNCA REALIZAR EXPERIMENTOS QUE NÃO SEJAM INDICADOS NO 
GUIA SEM ANTES CONSULTAR O PROFESSOR RESPONSÁVEL! 
 Todo aluno ou 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; 
 É INDISPENSÁVEL O USO DE EPI’s durante todo o tempo de permanência no 
laboratório, ainda que o aluno não esteja efetuando algum experimento; 
 
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 NÃO USAR LENTES DE CONTATO, ainda que os olhos estejam protegidos por 
óculos de segurança; 
 O aluno deve TRAJAR CALÇAS COMPRIDAS E SAPATOS FECHADOS. Não 
é permitido o uso de bermudas, shorts e chinelos; 
 IMPORTANTE. O ALUNO QUE NÃO ESTIVER DE AVENTAL, 
TRAJANDO ROUPAS APROPRIADAS, SERÁ IMPEDIDO DE PERMANECER 
E REALIZAR EXPERIMENTO NO LABORATÓRIO. NÃO HAVERÁ 
REPOSIÇÃO DAS AULAS PERDIDAS; 
 PRENDER OS CABELOS, evitando que estes caiam no rosto, sobre o frasco 
contendo reagentes químicos ou próximos ao fogo; 
 O laboratório é um lugar de trabalho sério. EVITE QUALQUER TIPO DE 
BRINCADEIRAS; 
 O laboratório deve estar sempre organizado, não deixe sobre as bancadas materiais 
estranhos ao trabalho como bolsa, livro, blusa, etc. 
 
7. REGRAS BÁSICAS DE SEGURANÇA 
 A variedade de riscos nos laboratórios é muito ampla, devido a presença de 
substâncias letais, tóxicas, corrosivas, irritantes, inflamáveis, além da utilização de 
equipamentos que fornecem determinados riscos, como alteração de temperatura, 
radiações e ainda trabalhos que utilizam agentes biológicos e patogênicos. 
 As causas para ocorrência de acidentes nos laboratórios são muitas, mas 
resumidamente são instruções inadequadas, supervisão insuficiente do executor e ou 
inapta, uso incorreto de equipamentos ou materiais de características desconhecidas, 
alterações emocionais e exibicionismo. 
 Os acidentes que advém dessas causas geralmente são: 
 Intoxicações; 
 Queimaduras térmicas; 
 Queimaduras químicas; 
 Choque elétricos; 
 Incêndios; 
 Explosões; 
 
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 Contaminações com agentes biológicos; 
 Interações com radiações. 
 Entretanto, os acidentes podem, se tomadas as devidas precauções, serem 
evitados,ou ao menos terem suas consequências minimizadas. 
 A seguir estão relacionadas algumas regras de segurança que você deverá 
colocar em prática para sua segurança e de seus colegas: 
 Use os óculos protetores de olhos, quando necessário; 
 Use sempre jalecos, de algodão com mangas compridas; 
 Não fumar, não comer ou beber no laboratório; 
 Evite trabalhar sozinho, e fora das horas de trabalho convencionais; 
 Não jogar material insolúvel nas pias (sílica, carvão ativo, etc). Use um frasco de 
resíduo apropriado; 
 Não jogue resíduos de solventes nas pias. Resíduos de reações devem ser antes 
inativados, depois armazenados em frascos adequados; 
 Não entre em locais de acidentes sem uma máscara contra gases; 
 Realize os trabalhos dentro de capelas ou locais bem ventilados; 
 Em caso de acidente (por contato ou ingestão de produtos químicos) procure o 
médico indicando o produto utilizado; 
 Se atingir os olhos, abrir bem as pálpebras e lavar com bastante água. Atingindo 
outras partes do corpo, retirar a roupa impregnada e lavar a pele com bastante água; 
 Não trabalhar com material imperfeito, principalmente o de vidro que contenha 
pontas ou arestas cortantes; 
 Fechar com cuidado as torneiras de gás, evitando o seu escapamento; 
 Não deixar vidro quente em lugares onde possam pegá-los indevidamente; 
 Não aquecer reagentes em sistema fechado; 
 Não provar ou ingerir drogas ou reagentes de laboratório; 
 Não aspirar gases ou vapores; 
 Comunicar imediatamente ao professor qualquer acidente ocorrido. 
 
 
 
 
 
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7.1 Segurança no 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; 
 Esteja sempre consciente do que estiver fazendo; 
 Não pipetar, principalmente, líquidos cáusticos ou venenosos com a boca. Use os 
aparelhos apropriados; 
 Procurar conhecer a localização do chuveiro de emergência e do lava-olhos e saiba 
como usá-lo corretamente; 
 Nunca armazenar produtos químicos em locais impróprios; 
 Não fumar nos locais de estocagem e no manuseio de produtos químicos; 
 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; 
 Considerar o perigo de reação entre substâncias químicas e utilizar equipamentos e 
roupas de proteção apropriadas; 
 Abrir as embalagens em área bem ventilada; 
 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; 
 Lavar as mãos e as áreas expostas regularmente; 
 Tratar dos derramamentos utilizando métodos e precauções apropriadas para as 
substâncias perigosas; 
 Realize todo o trabalho com substâncias voláteis na capela; 
 Trabalhe longe de chamas quando manusear substâncias inflamáveis; 
 Quando aquecer soluções num tubo de ensaio segure-o sempre com a abertura 
dirigida para longe de você ou seus vizinhos no local de trabalho. 
 
 
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8. PRINCIPAIS MATERIAIS E EQUIPAMENTOS UTILIZADOS EM 
LABORATÓRIOS QUÍMICOS 
 No laboratório químico, diversos utensílios e equipamentos são feitos dos mais 
diversos materiais: vidros, metal, cerâmica, plástico etc. Cada material tem suas 
limitações físicas e químicas e cada utensílio de laboratório possui determinada 
finalidade. O uso inadequado de materiais no laboratório, desrespeitando suas 
peculiaridades, pode resultar não somente num fracasso do experimento, gerando dados 
incoerentes, perda parcial ou total do material, como, também, em acidentes 
desagradáveis com danos pessoais. 
 
8.1 Tipos de Materiais 
Vidraria 
 
 O material mais utilizado em laboratórios químicos é o vidro. O vidro comum é 
basicamente um silicato sintético de cálcio e de sódio em estado não cristalino (estado 
vítreo), obtido por fusão de uma mistura de sílica (SiO2), carbonato de sódio (Na2CO3) e 
calcário (CaCO3) em proporções variáveis. Já o vidro usado no laboratório 
(borossilicato) contém alguns outros componentes (óxidos de boro e de alumínio) que 
proporcionam maior resistência química, mecânica e térmica. Um vidro de composição 
parecida é o chamado vidro Pyrex, também de uso doméstico. 
 As propriedades mais apreciadas do vidro são as seguintes: 
 Transparência perfeita, o que facilita a observação através das paredes dos 
recipientes; 
 Boa resistência química, sendo apenas corroído por ácido fluorídrico e bases 
concentradas; 
 Resistência térmica razoável (até 300 ºC). 
 O vidro tem as seguintes limitações de utilidade: 
 Fragilidade (sensível a impacto mecânico); 
 Sensibilidade a choques térmicos; 
 Deformação, amolecimento ou derretimento a temperaturas mais elevadas (acima de 
400 ºC). 
 
 
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Principais peças de vidro utilizadas em nossos experimentos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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15 
 
15 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ANEXO 01 
 
MODELO DE RELATÓRIO UTILIZADO NO 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA DE ÁGUA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Universidade Federal de Campina Grande - UFCG 
16 
 
16 
 
 Centro de Tecnologia e Recursos Naturais- CTRN 
Unidade Acadêmica de Engenharia Civil – UAEC 
Laboratório de Saneamento 
Campus Bodocongó – CEP: 58109-970 
 
 
 
(Título do Relatório) 
*O título deve ser claro e simples. 
Exemplo: DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DE LÍQUIDOS 
Relatório Apresentado à Disciplina de 
Química da Água da Unidade 
Acadêmica de Engenharia Civil do 
CTRN da UFCG como requisito 
básico para aprovação na citada 
disciplina. 
 
Autor: Aluno 1(*) 
O (*) indica que o autor Aluno 1 deve digitar o email de contato no rodapé desta capa. 
Todo texto em vermelho deve ser deletado. 
 
 
 
 
 
Campina Grande-PB, 07 de abril de 2015
 
 
17 
 
Experimento (1): Determinação da Densidade de Líquidos 
Colocar autor (Ex. José Carlos da Silva*) 
(Este (*) indica o email de contato que deve ser colocado no rodapé desta folha, somente nesta!. Deletar este texto. 
Unidade Acadêmica de Engenharia Civil, Centro de Tecnologia e Recursos Naturais, Universidade 
Federal de Campina Grande, Bodocongó, 58109-970, Campina Grande-PBResumo: O resumo destina-se a dar uma ideia rápida, mas suficientemente informativa, 
do trabalho. Deve ser conciso e referir o que se fez, como se fez e que resultados 
principais se obtiveram. Não cometa o erro (muito comum) de confundir o resumo com 
o objetivo do trabalho. Deve conter no máximo 100 palavras. O relatório deve ser 
escrito em fonte “Times New Roman”, 12, com espaçamento 1,5. 
Palavras Chave: São palavras que podem ser usadas nos mecanismos de busca para 
seu trabalho Ex. (para esta prática): Densidade; massa; volume; líquidos. 
 
1. INTRODUÇÃO 
Esta é a parte habitualmente mais susceptível a erros, incorreções e exageros. A 
introdução serve para enquadrar o trabalho, justificar o seu objetivo, a razão da 
execução do trabalho e a justificação do método utilizado. Não deve ser, de modo 
algum, uma dissertação exaustiva sobre aspectos teóricos que, embora aflorados, 
deverão ser remetidos para a bibliografia. 
Assim, no caso particular de trabalhos de Química de Água, deverá chamar-se 
a atenção para os aspectos mais característicos das reações envolvidas, escrever 
detalhadamente os respectivos mecanismos, mas não transcrever ou traduzir dos livros 
da especialidade consideração teóricas extensas, que bastará assinalar com a respectiva 
referência bibliográfica. Pode ainda fazer uma breve abordagem justificativa do método 
experimental utilizado, mas não o descreva. Lembre-se que o seu trabalho não será 
avaliado “a peso” e que tudo aquilo que já se encontra escrito e publicado não precisa de 
ser escrito outra vez! 
Nunca terminar um tópico (introdução etc... com um figura ou equação). 
 
 
18 
 
 
2. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Neste parágrafo deverá dar conta de tudo o que se relacionou diretamente com 
a execução prática do trabalho. Começará por referir os reagentes utilizados, não se 
esquecendo de indicar a respectiva marca e grau de pureza; poderá também (para 
facilitar os cálculos) indicar entre parêntesis a quantidade utilizada (em nº de moles). 
Em geral, não é necessário fazer qualquer referência às montagens e material utilizado, 
a não ser que sejam diferentes do que está indicado na Técnica. Não desenhe 
montagens! Os instrumentos (por exemplo, um espectrómetro) serão referidos 
indicando a marca e o modelo. A técnica experimental também não precisa ser descrita 
(mais uma vez, tudo aquilo que já foi escrito...), bastando dizer qual foi, indicando a 
respectiva referência bibliográfica. No entanto, se fizer alterações à Técnica fornecida 
neste Guia, antes ou durante a realização do trabalho, deverá especificá-las claramente. 
 
3. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
Como já referido, o objetivo da realização de um trabalho é a obtenção de 
resultados. Estes devem ser indicados de forma simples (pode ser na forma de uma 
tabela), clara e correta. Tenha em atenção que os resultados de um trabalho não são 
apenas o “resultado final”. Por exemplo, se obteve como produto final um líquido por 
destilação, os resultados não são apenas a quantidade desse produto, o rendimento 
calculado e uma propriedade (por exemplo, o índice de refracção) que determinou 
posteriormente; resultados são também os valores de pressão e de temperatura a que o 
líquido destilou. 
Um erro muito frequente, em que deve evitar cair, é confundir resultados com 
dados. Por exemplo, se determinou o ponto de fusão de um sólido que obteve, isso é um 
resultado. Para avaliar o grau de pureza do seu composto, foi a uma tabela procurar o 
valor do ponto de fusão desse composto puro; isto não é um resultado do seu trabalho e 
não deve nunca ser incluído neste parágrafo (mas sim no seguinte, em que criticará e 
discutirá os resultados). Lembre-se sempre de que um resultado é qualquer coisa que foi 
diretamente determinada ou obtida no seu trabalho e não um valor que recolheu num 
livro, numa revista ou num manual. 
 
19 
 
 Esta (juntamente com os resultados) é a parte mais importante de um relatório. 
Se já leu um artigo científico, ou quando o fizer, verificará que, na generalidade, cerca 
de 80% do artigo é constituído pela apresentação e discussão dos resultados. 
 A discussão dos resultados deve ser feita não com base em generalidades, mas 
de uma forma concreta e dirigida, comparando os resultados que obteve com os dados 
que se encontram disponíveis na literatura (aqui sim, deve referi-los e referenciá-los!) 
ou com os dos seus colegas e procurando tirar conclusões através da crítica do método 
experimental utilizado, mais uma vez, em comparação com outras alternativas. Neste 
parágrafo deve também interpretar os resultados obtidos, tanto do ponto de vista 
quantitativo como qualitativo, e procurar identificar na sua execução experimental as 
possíveis causas dos erros eventualmente detectados. 
 O conjunto de observações que encontra no capítulo respeitante a cada trabalho 
deste Guia foi também preparado no sentido de ajudá-lo a fazer esta (importante) parte 
do seu relatório. 
4. CONCLUSÃO 
Todo trabalho deve ter conclusão! Deve-se descrever neste tópico o que você 
concluiu do trabalho, suas conclusões em função dos resultados obtidos, os dados 
obtidos durante os experimentos foram coerentes com os resultados previstos. 
 
REFERÊNCIAS 
*As referências deverão seguir a seguinte formatação: 
BRADY, James E.; HUMISTON, Gerard E. Química Geral. 2ª Ed. Livros Técnicos e 
Científicos S.A. Rio de Janeiro – RJ, 2002. Vol. 2. 
 
BROWN, Theodore L.; LeMAY JR, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química, a 
ciência central. 9ª Ed., Pearson Education do Brasil Ltda. São Paulo – SP, 2005. 
 
CHANG, Raymond,; GOLDSBY, Kenneth A. Química Geral. 11a Edição. McGraw 
Hill. Porto Alegre - RS, 2013. 
KOTZ, J. C.; TREICHEL JR, P. Química e Reações Químicas. 4ª Ed. Livros Técnicos 
e Científicos S.A. Rio de Janeiro – RJ, 2002. Vol. 1.
 
20 
 
Experimentos 01 e 02: Determinação da Densidade de Sólidos e Líquidos 
1. Resumo 
Muitos estudantes pensam que a densidade é apenas o resultado de uma operação 
aritmética de divisão entre a massa e o volume de uma substância, mas esse conceito é 
muito mais amplo e está relacionado a outros, como compressão e empacotamento. Por 
exemplo, quanto maior for o empacotamento dos átomos, mais densa é a substância. Da 
mesma forma, quanto maior for a compressão sobre um objeto, maior será a sua 
densidade. Nesse trabalho serão abordados apenas os aspectos mais diretos e as técnicas 
de laboratório mais comuns envolvidas na determinação da densidade de sólidos e 
líquidos, mas vale a pena buscar um detalhamento mais profundo sobre o conceito de 
densidade. O experimento proposto, de caráter conceitual e metodológico, tem uma 
duração prevista de duas horas de atividades em laboratório, com baixo grau de risco. 
2. Introdução 
As propriedades dos materiais são agrupadas em químicas e físicas. As propriedades 
químicas descrevem uma transformação química, tal como a interação de uma 
substância com outra, ou a transformação de uma substância em outra. As propriedades 
físicas não envolvem qualquer mudança na composição ou identidade da substância, 
isto é, são propriedades que podem ser observadas e medidas sem modificação de sua 
composição. 
As propriedades físicas podem ser classificadas como extensivas ou intensivas. As 
propriedades extensivas são diretamente proporcionais enquanto que as intensivas 
independem da quantidade de matéria. Temperatura (T), pressão (p), cor e densidade (d) 
são propriedades intensivas, enquanto que massa (m) e volume (V) são propriedades 
extensivas. É importante ressaltar que uma propriedade extensiva pode ser convertida 
em uma propriedade intensiva de duas maneiras: 1) dividindo-se a propriedadeextensiva pela quantidade de matéria ou 2) dividindo-se por outra propriedade extensiva 
- usualmente massa ou volume. Por exemplo, a densidade, que é uma propriedade 
intensiva, é dada pela razão massa/volume. 
3. Definições e Conceitos 
A densidade absoluta (ρ) de uma substância é definida [2] como a relação entre a sua 
massa e o seu volume: 
ρ = m/v 
A densidade absoluta é também uma propriedade específica, isto é, cada substância pura 
tem uma densidade própria, que a identifica e a diferencia das outras substâncias. A 
densidade relativa 
d = ρ/ ρ0 
 
21 
 
de um material é a relação entre a sua densidade absoluta e a densidade absoluta de uma 
substância estabelecida como padrão. No cálculo da densidade relativa de sólidos e 
líquidos, o padrão usualmente escolhido é a densidade absoluta da água, que é igual a 
1,000 kg dm-3 (equivalente a 1,000 g cm-3) a 4°C, dado por 
ρ0 = ρ (H2O , 4ºC) 
No caso de gases, a densidade relativa é tomada em relação ao ar ou ao hidrogênio. 
A densidade é uma propriedade física importante e pode ser utilizada para distinguir um 
material puro de um impuro (ou de ligas desse metal), pois a densidade dos materiais 
que não são puros (misturas) é uma função da sua composição. Ela também pode ser 
utilizada na identificação e no controle de qualidade de um determinado produto 
industrial, bem como ser relacionada com a concentração de soluções. A densidade de 
um sólido pode ser determinada pesando-o cuidadosamente e em seguida determinando 
seu volume. Se o sólido apresentar uma forma irregular (o que torna impossível medir 
suas dimensões), o volume poderá ser determinado utilizando um método de 
deslocamento. Basicamente, determina-se a massa de uma amostra do sólido e então 
transfere-se quantitativamente essa massa para um instrumento volumétrico graduado 
apropriado (ex: proveta ou bureta), parcialmente cheio com água (ou em algum líquido 
no qual o sólido não flutue). O sólido deslocará um volume de líquido igual ao seu 
volume. Assim, ao anotar a posição do menisco antes e depois da adição do sólido, o 
volume poderá ser deduzido. 
A densidade dos líquidos pode ser determinada analogamente à densidade dos sólidos, 
medindo-se a sua massa e determinando-se o seu volume. Entretanto, no caso dos 
líquidos, uma alteração relativamente pequena na temperatura pode afetar 
consideravelmente o valor da densidade, enquanto que a alteração de pressão tem que 
ser relativamente alta para que o valor da densidade seja afetado. A densidade apresenta 
variações periódicas com o número atômico, mas essas variações não são regulares, já 
que a relação entre as propriedades físicas e a configuração eletrônica não é direta. 
Pense nisso! (Descreva em seu relatório, de uma forma breve, que conclusões podem 
ser retiradas desta afirmação). 
4. Reagentes e Materiais 
Os reagentes e materiais necessários para esse experimento são: 
 Balança analítica; 
 Uma proveta de 10,0mL; 
 Um picnômetro de 25,0mL; 
 Um béquer de 50,0mL e dois béqueres de 250,0mL; 
 Uma Pisseta; 
 Água destilada; 
 Bico de Bunsen; 
 Tripé; 
 
22 
 
 Tela de amianto; 
 Caixa de fósforos (ou similar); 
 Metais. O tamanho das amostras devem apresentar dimensões compatíveis com 
as dimensões das vidrarias utilizadas (proveta e picnômetro); 
 Álcool comercial; 
 Termômetro; 
 Tiras de papel higiênico; 
 Pinça. 
 
5. Procedimento Experimental 
Medidas da densidade de sólidos 
Neste experimento você trabalhará com diferentes metais os quais apresentarão 
diferentes formas. O objetivo é que você determine a densidade de cada amostra 
(utilizando proveta e picnômetro) e que posteriormente se faça uma comparação entre 
os resultados obtidos e uma tabela de densidades conhecidas. Pense nisso! (Descreva 
em seu relatório outros métodos para se determinar a densidade de sólidos). 
a) Utilizando a proveta 
Pese o metal disponível e anote sua massa. Com o auxílio de uma pisseta, coloque água 
destilada na proveta até aproximadamente a metade de sua capacidade total. Ajuste o 
menisco e anote o volume. Introduza o(s) metal(s) na proveta (sugestão: incline a 
proveta num ângulo de aproximadamente 30º ao introduzir a amostra, para evitar o 
impacto entre a amostra e o fundo da proveta e para impedir que parte da água destilada 
espirre para fora). Anote o novo volume. (sugestão: anote o novo volume após bater 
levemente na lateral da proveta algumas vezes para eliminar bolhas de ar que 
eventualmente tenham ficado retidas na superfície da amostra). Meça a diferença entre o 
volume inicial e o volume final, esta medida fornecerá o volume da amostra. 
Com os resultados obtidos acima, calcule a densidade da amostra. Compare a densidade 
calculada para o prego com a Tabela 1. Repita a operação para as demais amostras 
(alumínio e cobre), anotando os valores encontrados para cada uma delas na Tabela 3. 
Tabela 1: Densidades aproximadas de algumas substâncias: 
 
 
23 
 
Tabela 2: Densidade absoluta da água a diferentes temperaturas:
 
Tabela 3: Resultados referentes à determinação da densidade de sólidos: 
Amostra Ferro Alumínio Cobre 
Massa (g) 
Volume inicial (mL) 
Volume final (mL) 
Volume deslocado (mL) 
Densidade (g/mL) 
 
Medidas da densidade de líquidos 
a) A determinação da densidade do álcool comercial 
Além de ser amplamente utilizado como combustível, o álcool também está presente na 
indústria farmacêutica, de cosméticos, de higiene e limpeza e como solvente na 
indústria de tintas e vernizes. O poder bactericida desse composto, associado ao seu 
poder solubilizante, à sua alta taxa de evaporação e ao seu baixo custo, fazem do álcool 
etílico um dos produtos de higiene e limpeza mais procurados pelo mercado consumidor 
final. Além disso, o álcool etílico é encontrado na composição de bebidas alcoólicas, 
obtidas pela fermentação de açúcares. 
b) Procedimento 
 Determine a massa do picnômetro vazio; 
 Lave três vezes o picnômetro com um pequeno volume do líquido cuja 
densidade será determinada (álcool comercial) para remover os resíduos de água 
do seu interior. Descarte estas alíquotas num local apropriado; 
 Adicione o álcool (sugestão: ao encher o frasco com álcool, tome cuidado para 
não haver a formação de bolhas, pois isto acarretaria erros nos resultados) e 
 
24 
 
coloque a tampa de maneira que o excesso de líquido escorra pelo capilar. Com 
um pano ou papel poroso, enxugue o líquido presente na parte externa do 
picnômetro. 
 Pese o picnômetro (contendo o líquido) e anote sua massa. Repita a pesagem 
mais duas vezes retirando o picnômetro da balança a cada pesagem. Utilize um 
pedaço de papel para carregar o picnômetro. 
 Meça a temperatura do líquido. 
 Complete a Tabela 4. A diferença entre essa massa e a massa do picnômetro 
vazio permitirá determinar a massa do álcool. Como o volume do álcool 
corresponde ao volume do picnômetro determinado durante a calibração, a 
densidade do álcool poderá ser facilmente determinada. 
 
Tabela 4: Resultados referentes ao álcool comercial: 
Grandeza Representação Resultado 
Massa do picnômetro vazio mpv 
Massa (picnômetro+ álcool) mpa 
Massa do álcool Málcool = (mpa – mpv) 
Volume do álcool Válcool 
Densidade do álcool Dálcool 
 
6. Tópicos para discussão no relatório 
Em todas as determinações calcule as médias e os erros médios relativos. 
𝐸𝑟𝑟𝑜 𝑟𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 (%) = 
𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
𝑥100% 
Compare os valores calculados da densidade com os valores teóricos nas Tabelas 1 e 2. 
Em cada caso, calcule o erro porcentualem relação ao valor teórico previsto e complete 
a Tabela 5. Explique o porquê desta diferença nos valores da densidade. Descreva, com 
suas palavras, como se utiliza um picnômetro. Quais os erros mais comuns que podem 
ser cometidos no uso do picnômetro? Você acha viável determinar a densidade de 
sólidos utilizando esta vidraria? Por quê um prego afunda na água e um navio flutua? 
Certo líquido insolúvel na água tem densidade igual a 1,200 g mL-1. Esse líquido deve 
flutuar ou afundar na água? Por quê? 
 
 
 
25 
 
Tabela 5: Valores de densidade com seus respectivos erros relativos: 
 Metal Ferro Alumínio Cobre Álcool Água 
 Densidade 
tabelada (g/mL) 
 
Proveta 
Densidade 
medida (g/mL) 
 
Erro relativo (%) 
Picnômetro 
Densidade 
medida (g/mL) 
 
Erro relativo (%) 
 
As possíveis fontes de erros do método são: 
 Evaporação do líquido durante a pesagem. Líquidos voláteis precisam de 
picnômetros com tampa no braço lateral. 
 Absorção de umidade ambiente na superfície do frasco durante a pesagem. 
 Flutuações de temperatura. 
 Presença de bolhas de ar. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
26 
 
Experimentos 03 e 04: Preparo e Padronização de Soluções 
1. Introdução 
Solução é uma mistura homogênea de uma ou mais substâncias. A substância presente 
em maior quantidade é denominada solvente, e as outras substâncias na solução são 
conhecidas como soluto e dizemos que estão dissolvidos no solvente. O comportamento 
da solução geralmente depende da natureza do soluto e da sua concentração. 
Concentração é o termo usado para designar a quantidade de soluto dissolvida em uma 
determinada quantidade de solvente. Normalmente expressamos a concentração de 
maneira quantitativa como mol/L. 
As soluções preparadas rotineiramente em laboratório são compradas e preparadas a 
partir da forma concentrada ou de um sal. As soluções de concentrações mais baixas 
podem ser obtidas pela adição de água, processo chamado de diluição. 
Um método de preparar soluções de concentração desejada é realizar a pesagem de certa 
massa de substância e conveniente dissolução. Tais substâncias devem obedecer a uma 
série de exigências, mas são poucas as que as cumprem totalmente. Estas substâncias 
são denominadas de substância padrão primário e possuem grau de pureza superior a 
99,95%, devem ser facilmente secadas para eliminar qualquer traço de umidade e, 
serem estáveis tanto em solução como no estado sólido. Também não devem absorver 
muita água nem reagir com substâncias existentes no ar. 
 Substâncias que não são padrão primário fornecem soluções que necessitam ter sua 
concentração determinada, sendo que um dos procedimentos usados para esta 
determinação é denominado Titulação, que envolve a reação química de uma amostra 
de solução (problema) com concentração desconhecida com uma solução de 
concentração conhecida, denominada de solução padrão. As reações podem ser do tipo 
ácido-base, precipitação ou oxirredução. O ponto no qual as quantidades 
estequiométricas se equivalem é conhecido como ponto de viragem ou ponto de 
equivalência, que pode ser determinado com ajuda de um indicador químico que 
variará sua cor quando este ponto for atingido. A concentração desconhecida da solução 
problema pode ser obtida a partir do princípio da equivalência, o qual enuncia que no 
ponto de equivalência o número de equivalentes de ácido deve ser igual ao número de 
equivalentes de base, ou seja: 
Nácido x Vácido = Nbase x Vbase 
As soluções preparadas devem ser armazenadas em frascos apropriados conforme o tipo 
de solução como, por exemplo, se a solução é sensível à ação da luz, deve-se armazenar 
em frasco âmbar. Os frascos devem ser identificados com rótulos, os quais devem 
conter o nome, a concentração da solução, a data de preparação, nome ou iniciais do 
preparador. Quando o líquido é retirado do frasco, deve-se tomar o cuidado de que ele 
escoe pelo lado oposto ao rótulo, o qual não se molhará e não se danificará. 
 
 
27 
 
1.1 Classificação das soluções com relação à quantidade de soluto dissolvido 
De acordo com a quantidade de soluto dissolvido, as soluções podem ser não saturadas 
(insaturadas), saturadas e supersaturadas. A solubilidade de um soluto é a quantidade 
máxima deste que pode dispersar-se numa certa massa de solvente a uma dada 
temperatura. 
 Solução insaturada: contém, numa dada temperatura, uma quantidade de soluto 
dissolvido MENOR que a sua solubilidade nesta temperatura. Exemplo: a solubilidade 
do acetato de sódio é igual a 123,5 g/ 100 g de água a 20°C. Uma solução que contém 
80 g desse sal dissolvidos em 100 g de água a 20°C, constitui uma solução não saturada. 
 Solução saturada: contém, numa dada temperatura, uma quantidade de soluto 
dissolvido IGUAL que a sua solubilidade nesta temperatura. Ex.: 123,5 g de acetato de 
sódio em 100 g de água a 20°C. 
 Solução supersaturada: contém, numa dada temperatura, uma quantidade de soluto 
dissolvido MAIOR que a sua solubilidade nesta temperatura (solução metaestável). Ex.: 
124,0 g de acetato de sódio em 100 g de água a 20°C. 
1.2 Unidades de concentração das soluções 
Concentração de uma solução é a relação entre a quantidade do soluto e a quantidade do 
solvente ou da solução. Uma vez que as quantidades de solvente e soluto podem ser 
medidas em massa, volume ou quantidade de matéria (número de moles), há diversas 
unidades de concentração de soluções. As mais utilizadas são: 
 Concentração em gramas por litro: 
Esse termo é utilizado para indicar a relação entre a massa do soluto (m), expressa em 
gramas, e o volume (V), da solução em litros: 
C (g/L) = m (g)/ V (L) 
 Concentração em quantidade de matéria (Molaridade) 
É a relação entre a quantidade de matéria, ou números de moles, do soluto (n) e o 
volume da solução (V), expresso em litros. 
C (mol/L) = n (mol) / V(L) 
Onde: n = m / M 
 Composição percentual (título) 
Um método bastante usual de expressão da concentração baseia-se na composição 
percentual da solução. Essa unidade de concentração relaciona a massa (m) ou o volume 
(V) do soluto com a massa ou o volume do solvente ou da solução, conduzindo a 
notações tais como: 
10% (m/m); 10% (m/V); ou 10% (V/V) 
 
28 
 
1.3 Padronização de soluções 
No preparo de soluções, como em todo procedimento experimental, alguns erros podem 
ser cometidos. Eles têm como causas comuns o uso inadequado da vidraria, as falhas na 
determinação da massa e de volume e a utilização de reagentes de baixo grau de pureza, 
entre outras. Através do processo de padronização é possível verificar o quanto a 
concentração da solução preparada aproxima-se da concentração da solução calculada. 
Existem substâncias com características bem definidas, conhecidas como padrões 
primários, que são utilizadas como referência na correção da concentração das soluções 
através do procedimento denominado padronização ou fatoração. Tal procedimento 
consiste na titulação da solução de concentração a ser determinada com uma massa 
definida do padrão primário adequado. 
Características básicas de um padrão primário: 
• Deve ser de fácil obtenção, purificação, conservação e secagem; 
• deve possuir uma massa molar elevada, para que os erros relativos cometidos nas 
pesagens sejam insignificantes; 
• deve ser estável ao ar sob condições ordinárias, se não por longos períodos, pelo 
menos durante a pesagem; 
• não deve ser higroscópico, eflorescente, nem conter água de hidratação; 
• deve apresentar grande solubilidade em água; 
• as reações de que participa devem ser rápidas e praticamente completas;• não deve formar produtos secundários. 
 
1.4 Substâncias indicadoras 
Uma das técnicas de detecção do ponto final (ponto de equivalência) de titulações faz 
uso da variação de cor de algumas substâncias denominadas indicadores. No caso 
particular das titulações ácido-base, os indicadores são ácidos e bases orgânicos fracos, 
que apresentam colorações diferentes em função da concentração de H3O
+ ligada ao pH 
da solução. na mistura da reação. Portanto, a coloração do indicador está diretamente na 
mistura da reação. Portanto, a coloração do indicador está diretamente ligada ao pH da 
solução. Abaixo alguns exemplos de indicadores: 
 
INDICADOR COR EM MEIO ÁCIDO COR EM MEIO BÁSICO 
Timolftaleína incolor azul 
Fenolftaleína incolor vermelho 
Azul de bromotimol amarelo azul 
Vermelho de metila vermelho amarelo 
 
 
29 
 
1.5 Fator de correção 
Para corrigir os eventuais erros cometidos no preparo de uma solução calcula-se o fator 
de correção (fc), que é o número que expressa a relação entre a concentração verdadeira 
ou real (Cr) da solução, obtida através da titulação, e a concentração suposta ou 
esperada ( Ce) quando do preparo da solução: 
fc = Cr / Ce 
 
2. Reagentes e Materiais: 
Os reagentes e materiais necessários para esse experimento são: 
 Balança analítica; 
 Uma proveta de 10,0mL; 
 Béquers de 100 mL ou mais; 
 Vidro de relógio; 
 Balão volumétrico; 
 Bastão de vidro; 
 Bureta de 50 mL; 
 Pipetas de 1, 2, 5 e 10 mL; 
 Uma Pisseta; 
 Água destilada; 
 Ácido clorídrico; 
 Hidróxido de sódio; 
 Carbonato de sódio (padrão primário); 
 Fenolftaleína. 
 
3. Procedimento Experimental 
3.1 Preparo de soluções 
 Cada grupo deve preparar 100 mL de três soluções indicadas pelo professor, duas 
delas, usando quantidades em massa do soluto, com manuseio da balança e outra a 
partir da diluição de um produto comercial. Os cálculos estequiométricos devem ser 
apresentados ao professor no relatório do experimento. 
 
3.1.1. Procedimento usando um sólido. 
Pesar a massa desejada em um vidro de relógio ou um béquer. 
Transferir a substância para um béquer, juntar um pouco do solvente e se verter, 
cuidadosamente, o líquido para o balão volumétrico, com o auxílio de um funil ou 
bastão de vidro. Lavar o béquer (e o funil ou bastão) várias vezes com o solvente, 
transferindo-se sempre o líquido para o balão volumétrico. 
 
30 
 
Completar o volume, acertando-se o nível com uma pipeta pasteur e se homogeneizar 
pela agitação e inversão do balão volumétrico tampado. Caso a substância tenha sido 
pesada em vidro de relógio, transferir a mesma para um béquer com auxílio de frasco 
lavador e proceder como anteriormente. 
 
3.1.2. Procedimento a partir de diluição. 
Medir com uma pipeta volumétrica conveniente o volume de solução a diluir (usar a 
pêra para aspiração). Verter a solução para o balão volumétrico. 
Adicionar o solvente ao balão volumétrico e, completar o volume do balão acertando-se 
o nível com uma pipeta pasteur. Homogeneizar a solução por agitação e inversão, várias 
vezes, do balão volumétrico tampado. 
OBS.: JAMAIS VERTA ÁGUA SOBRE ÁCIDOS CONCENTRADOS; SEMPRE 
ÁCIDOS SOBRE ÁGUA. 
 
3.2 Determinação da concentração de uma solução por titulação ácido-base. 
 3.2.1. Solução de base de concentração conhecida (Carbonato de sódio). 
 A um erlenmeyer de 125 mL com 10,0 mL de HCl de concentração conhecida adicione 
duas gotas de fenolftaleína a 1%. Usando uma bureta adicione solução de CaCO3 de 
concentração conhecida, gota a gota, até que haja uma alteração PERMANENTE da cor 
do indicador. Anote o volume total de CaCO3 utilizado. Determine a concentração do 
ácido clorídrico utilizando o princípio da equivalência e compare com o valor teórico. 
 
3.2.2. Solução de HCl de concentração conhecida. 
A um erlenmeyer de 125 mL com 10,0 mL de NaOH de concentração conhecida adicione 
duas gotas de fenolftaleína a 1%. Usando uma bureta adicione solução de HCl de 
concentração conhecida, gota a gota, até que haja uma alteração PERMANENTE da cor 
do indicador. Anote o volume total de HCl utilizado. Determine a concentração do 
hidróxido de sódio utilizando o princípio da equivalência e compare com o valor teórico. 
Tabela 1: Resultados referentes à preparação de soluções: 
 Ácido Clorídrico Hidróxido de sódio Carbonato de cálcio 
Massa usada na 
preparação (g) 
- 
Volume usado na 
preparação (mL) 
 - - 
Volume do balão (L) 
Concentração teórica 
(mol/L) 
 
 
31 
 
Tabela 2: Resultados referentes à padronização do HCl: 
Concentração do CaCO3 (N) 
Volume gasto do CaCO3 (mL) 
Volume utilizado do HCl (mL) 
Concentração encontrada do HCl (calculada) 
Fator de correção 
 
Tabela 3: Resultados referentes à padronização do NaOH: 
Concentração do HCl (N) 
Volume gasto do HCl (mL) 
Volume utilizado do NaOH (mL) 
Concentração encontrada do NaOH (calculada) 
Fator de correção 
 
Questionário 
01. Qual o volume de HCl concentrado necessário para a preparação de 2500,0 mL 
de solução 0,1 mol L-1? (Título = 37% e d = 1,19 g/cm3)? 
02. Como se preparam 250,0 mL de solução 0,02 mol/L de ácido oxálico? Indique 
os cálculos e descreva o procedimento. 
03. Calcule a molaridade da solução comercial de HCl que é 37% e possui 
densidade 1,19 (confirme estes dados no frasco deste ácido). Qual é a unidade da 
densidade? 
04. Calcule a molaridade da solução de H2SO4 comercial que é 97% e possui 
densidade 1,84 (verifique estes dados no frasco do reagente a ser utilizado). 
05. Defina normalidade e calcule a normalidade da solução de H2SO4 comercial da 
questão anterior. 
 
 
32 
 
Experimento 05: Velocidade das Reações Químicas 
1. Objetivo 
 Estudar a cinética da reação entre o ácido sulfúrico e o íon tiossulfato e avaliar o 
comportamento da velocidade de reação, quando é variada a concentração dos 
reagentes. Determinar a ordem da reação através do método gráfico. 
2. Introdução 
 A velocidade de uma reação química refere-se à variação na concentração de 
uma substância por unidade de tempo. Durante uma reação química, as quantidades 
de reagentes diminuem com o passar do tempo, e as quantidades de produtos 
aumentam. É possível descrever a velocidade da reação com base no aumento da 
concentração de um produto ou na diminuição da concentração de um reagente por 
unidade de tempo. 
 A velocidade de uma reação química homogênea pode ser expressa pela 
concentração dos reagentes. Seja a reação genérica: 
 
 A velocidade da reação será dada por: 
 
 A expressão matemática que mostra como a velocidade da reação depende da 
concentração é chamada equação diferencial de velocidade, que pode ser expressa 
como o produto da concentração dos reagentes, cada qual elevados a uma potência 
que representa a ordem de reação. 
 
 O expoente “n” é a ordem da reação em relação ao reagente A, o “m” é 
a ordem da reação em relação ao reagente B e a soma “m + n” é chamada de ordem 
global da reação. A constante k é a constante específica de velocidade da reação. 
 
33 
 
 Neste experimento será estudada a influência da variação da concentração dos 
reagentes na seguinte reação: 
Na₂S₂O₃(aq) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + S(s) + SO₂(g) + H₂O(l) 
A velocidade de formação dos produtos, neste caso, é determinada pelo 
aparecimento de uma turvação a qual é devida à produção de enxofre coloidal. 
 
3. Materiais e Reagentes 
 Tubos de ensaio 
 Pipeta graduada (1 e 10 mL); 
 Cronômetro; 
 H2SO4 0,2 mol/L 
 Solução de Na2S2O3 0,1 mol/L. 
 
4. ProcedimentosPARTE A - Influência da Concentração do Tiossulfato de Sódio 
1. Adicionar em 4 tubos de ensaios limpos e secos as quantidades descritas abaixo: 
TUBO Na₂S₂O₃ (0,1 mol/L) H2O destilada Volume total 
1 6 mL 0 mL 6 mL 
2 4 mL 2 mL 6 mL 
3 3 mL 3 mL 6 mL 
4 2 mL 4 mL 6 mL 
2. Em outros 4 tubos de ensaio, adicionar (em cada um) 6 mL de H2SO4 0,2 mol/L. 
3. Verter um tubo com H2SO4 no tubo nº 1 com Na₂S₂O₃ e, imediatamente, 
cronometrar o tempo da mistura das soluções até o aparecimento e uma turvação 
(formação de enxofre coloidal). 
Obs.: Fazer uma marca com caneta num papel branco e colocá-lo sob o 
tubo. O término da contagem do tempo é definido pelo desaparecimento da 
marca colocada embaixo do tubo (visto de cima do tubo). 
4. Repetir o mesmo procedimento (item 3) para todos os outros tubos, medindo os 
tempos e anotando-os na tabela a seguir: 
 
34 
 
TUBO Volume total (mL) 
final 
 
[Na₂ S₂ O₃ ] mol/L Tempo (s) 
1 
2 
3 
4 
 
PARTE 2 - Influência da Concentração do Ácido Sulfúrico 
1. Adicionar em 4 tubos de ensaios limpos e secos as quantidades descritas abaixo: 
TUBO H2SO4 0,2 mol/L H2O destilada Volume total 
1 6 mL 0 mL 6 mL 
2 4 mL 2 mL 6 mL 
3 3 mL 3 mL 6 mL 
4 2 mL 4 mL 6 mL 
 
2.Em outros quatro tubos de ensaio, adicionar (em cada um) 6 mL de 0,1 mol/L de 
Na2S2O3 e misturar um tubo com Na₂S₂O₃ com o 1º tubo com H2SO4 e, 
imediatamente, cronometrar o tempo da mistura das soluções até o aparecimento de 
uma turvação. 
3. Repetir o mesmo procedimento (item 2) para todos os outros tubos, medindo os 
tempos e anotando-os na tabela abaixo. 
TUBO Volume total (mL) [H2SO4] mol/L Tempo (s) 
1 
2 
3 
4 
 
5. QUESTÕES PARA ESTUDO. 
1. Qual a influência da concentração dos reagentes na velocidade da reação na 
parte A? Determine a ordem de reação de cada um deles e a lei de velocidade da 
reação obtida experimentalmente. 
2. É possível supor que esta reação química seja um processo elementar? 
 
35 
 
Experimento 06: Estudo de Ácidos e Bases em Meio Aquoso 
1. Introdução 
A Volumetria, ou Titulometria, ou ainda Titrimetria, consiste na medição de 
volumes de duas soluções que reagem uma com a outra, sendo uma solução de 
concentração conhecida e a outra contendo a substância a ser doseada. A primeira é 
adicionada, em geral, gradualmente à solução da substância a dosear até que se atinja a 
quantidade estequiométrica. O processo de medição de volumes é designado por 
Titulação. 
Titulação é o processo empregado em Química para se determinar a quantidade 
de substância de uma solução pelo confronto com uma outra espécie química, de 
concentração e natureza conhecidas. A substância de interesse em qualquer 
determinação recebe o nome de analito. 
A espécie química com concentração definida recebe o nome de titulante, que é, 
em geral, uma solução obtida a partir de um padrão primário. No entanto, 
padronizando-se uma solução comum, esta também pode ser utilizada. A solução a ter 
sua concentração determinada recebe o nome de titulado. 
Padrão primário consiste em uma substância química sólida ou líquida estável, 
que não absorve nem libera umidade e, geralmente, possui peso molecular alto. O peso 
molecular alto contribui favoravelmente para diminuir os erros na padronização, uma 
vez que poderão ser pesadas quantidades maiores do padrão no momento de preparar 
soluções. É denominado primário porque através dele determina-se diretamente a 
concentração exata da solução a ser padronizada. 
Solução padronizada, por sua vez, é aquela cuja concentração, expressa em 
normalidade ou molaridade, é conhecida com quatro números decimais, necessários 
devido à precisão com que as balanças analíticas pesam o décimo do miligrama. Entre 
as soluções mais usadas estão as de NaOH (hidróxido de sódio), HCl (ácido clorídrico) 
e Na2S2O3 (tiosulfato de sódio). 
Existem vários tipos de titulação, entre elas destacam-se a titulação ácido-base, titulação 
de oxidação-redução, titulação de precipitação e titulação de complexação. Numa 
titulação faz-se a adição do titulante ao titulado, até se atingir as proporções 
estequiométricas entre as duas substâncias reagentes, isto é até que se atinja o chamado 
ponto de equivalência da volumetria. Na prática, porém, este ponto é detectado um 
pouco antes ou um pouco depois do ponto de equivalência e é designado por ponto 
final. A diferença entre o ponto de equivalência e o ponto final é o chamado erro de 
titulação. 
O Ponto Final da Titulação também pode ser determinado através da chamada 
Curva de Titulação ou Curva de Neutralização, uma representação gráfica dos 
valores do pH em função do volume de titulante adicionado. 
 
36 
 
A representação gráfica de uma curva de titulação mostra três zonas de variação 
do pH: 
• uma variação suave, quase horizontal, na zona ácida da escala de pH (varia pouco 
devido à capacidade de tampão da solução de ácido forte); 
• uma variação brusca, quase vertical, passando da zona ácida para a zona alcalina; 
• de novo, uma pequena variação na zona alcalina. 
O Ponto de Equivalência é o ponto de inflexão da curva de titulação, isto é, é o 
ponto em que muda a inclinação da curva. O ponto de equivalência é definido por duas 
coordenadas: o volume equivalente lido nas abcissas e o pH equivalente lido no eixo 
das ordenadas. Dentro da titulação ácido-base tem-se a titulação ácido forte/ base forte. 
Neste tipo de titulação, o ponto de equivalência se dá aproximadamente em pH 7, pois o 
ácido ioniza-se praticamente na totalidade e a base se dissocia praticamente na 
totalidade. Quando os íons H3O
+ e OH- reagem, formam água. 
Um dos métodos de identificação do titulante e titulado é o colorímetro. Esse 
método consiste na adição de um indicador ácido-base, que muda de cor quando se 
atinge o ponto de equivalência. De acordo com o Princípio de Le Chatelier, alterações 
do pH do meio provocam deslocamento do equilíbrio de ionização do indicador. Em 
meios de elevada acidez (baixo pH e abundância de H3O
+), predomina a forma ácida do 
indicador, e o observador vê a cor respectiva; para elevada alcalinidade (relativa 
deficiência de H3O
+, logo abundância de OH-), ou seja, pH mais elevado, predomina a 
forma básica, A zona de viragem do indicador deve estar contida na zona de mudança 
brusca de pH e conter o pH do ponto de equivalência. 
A fenolftaleína é um indicador muito utilizado. Possui a zona de viragem entre 
pH 8,0 - 9,8, assumindo a forma incolor em meio ácido e violeta avermelhado em meio 
alcalino. 
 
O alaranjado de metila, por sua vez, é um indicador que possui zona de viragem 
bem mais baixa, entre pH 3,1 - 4,4. Assume a cor vermelha em meio ácido e amarelo 
alaranjado em meio alcalino. 
 
Em suma, a reação ácido-base pode ser caracterizada em função do pH do meio. 
A variação do pH em função dos incrementos de volume de base pode ser apresentada 
na forma de gráfico. Esse gráfico representa a curva de titulação. 
 
37 
 
A variação do pH é relativamente lenta nos estágios iniciais e finais da titulação. 
Contudo, nas imediações do ponto de equivalência se observa uma variação brusca no 
pH, conferindo às curvas de titulação um aspecto sigmoide típico. 
A forma da curva de titulação varia em função da natureza das soluções 
reagentes e de suas concentrações, sobretudo com relação à inclinação e à extensão da 
curva no intervalo de variação brusca de pH. O cálculo do pH no decorrer da titulação 
leva em consideração as espécies presentes em solução em cada etapa: antes, durante e 
depois do ponto de equivalência. 
 
2. Reagentes e Materiais: 
Os reagentes e materiais necessáriospara esse experimento são: 
 Uma proveta de 50,0mL; 
 Béquers de 100 mL ou mais; 
 Bureta de 50 mL; 
 Pipetas de 5 e 10 mL; 
 Uma Pisseta; 
 Água destilada; 
 Ácido clorídrico (grupo 1); 
 Ácido acético (grupo 2); 
 Ácido sulfúrico (grupo 3); 
 Hidróxido de sódio 0,1 mol/L; 
 pHmetro; 
 Agitador magnético. 
 
3. Procedimento Experimental 
- Transferir 20 mL de ácido ______________ para um bécker de 100 mL; 
- Adicionar uma barra magnética ao bécker e promover a agitação sob um agitador 
magnético e em seguida medir o pH inserindo o eletrodo na solução; 
- Adicionar a solução de NaOH 0,1 mol/L à bureta até enchê-la completamente e em 
seguida zerá-la; 
- Iniciar a titulação da solução do ácido adicionando os seguintes volumes de NaOH: 1 
mL; 2 mL; 5 mL; 10 mL; 15 mL; 19 mL; 20 mL; 21 mL, 22 mL e 25 mL anotando o pH 
a cada adição de base. 
 
 
 
38 
 
Tabela 1: Resultados referentes aos valores de pH obtidos: 
Volume de NaOH adicionado pH 
0,0 
1,0 
2,0 
5,0 
10,0 
15,0 
18,0 
19,0 
20,0 
21,0 
22,0 
25,0 
 
Para o relatório: 
 Construa a curva de titulação do ácido utilizado. 
 Calcule a concentração do ácido titulado. 
 Qual o pH no ponto final da titulação? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
39 
 
Experimento 07: Alcalinidade das Águas 
1. INTRODUÇÃO 
1.1. Definição analítica 
Alcalinidade de uma amostra de água pode ser definida como sua capacidade de reagir 
quantitativamente com um ácido forte até um valor definido de pH. Para medir 
alcalinidade em laboratório, utiliza-se ácido sulfúrico. 
 
1.2. Fontes de alcalinidade nas águas 
Os principais componentes da alcalinidade são os sais do ácido carbônico, ou seja, 
bicarbonatos e carbonatos, e os hidróxidos. Outros sais de ácidos fracos inorgânicos, 
como boratos, silicatos, fosfatos, ou de ácidos orgânicos, como sais de ácido húmico, 
ácido acético etc., também conferem alcalinidade às águas, mas seus efeitos 
normalmente são desconsiderados por serem pouco representativos. Além disto, esta 
particularização permite o cálculo dos três componentes da alcalinidade, 
individualmente. 
Os bicarbonatos e, em menor extensão, os carbonatos, que são menos solúveis, 
dissolvem-se na água devido à sua passagem pelo solo. Se este solo for rico em calcário, 
o gás carbônico da água o solubiliza, transformando-o em bicarbonato, conforme a 
reação: 
CO2 + CaCO3 + H2O ↔ Ca(HCO3)2 
A alcalinidade é devida principalmente à presença de bicarbonatos, carbonatos e 
hidróxidos. 
Os compostos mais comuns são os seguintes: 
- hidróxidos de cálcio ou de magnésio; 
- carbonatos de cálcio ou de magnésio; 
- bicarbonatos de cálcio ou de magnésio; 
- bicarbonatos de sódio ou de potássio. 
Mesmo as águas com pH inferior a 7,0 (5,5 por exemplo), podem, e, em geral, 
apresentam alcalinidade, pois normalmente contém bicarbonatos. Dependendo do pH da 
água, podem ser encontrados os seguintes compostos: 
- valores de pH acima de 9,4: hidróxidos e carbonatos (alcalinidade cáustica); 
- valores de pH entre 8,3 e 9,4: carbonatos e bicarbonatos; 
- valores de pH entre 4,4 e 8,3: apenas bicarbonatos. 
 
40 
 
Na prática, a determinação de alcalinidade e verificação da sua forma se faz com ácido 
sulfúrico, como citado, e utilizando como indicadores fenolftaleína e metilorange, cujos 
pontos de viragem correspondem aos valores de pH de 8,3 e 4,9, respectivamente. 
A alcalinidade medida utilizando-se como indicador a fenolftaleína é denominada 
alcalinidade parcial, enquanto a alcalinidade mensurada utilizando-se como indicador 
o metilorange é denominada alcalinidade total. 
Valores muito elevados de alcalinidade podem ser indesejáveis em uma água a ser 
utilizada para fins industriais, uma vez que podem ocasionar problemas de formação de 
depósitos e corrosão, de acordo com a utilização desta água. 
 
1.3. Importância nos estudos de controle de qualidade das águas 
A alcalinidade das águas não representa risco potencial à saúde pública. Provoca 
alteração no paladar e a rejeição da água em concentrações inferiores àquelas que 
eventualmente pudessem trazer prejuízos mais sérios. A alcalinidade não se constitui em 
padrão de potabilidade, ficando este efeito limitado pelo valor do pH. Também não é 
padrão de classificação de águas naturais nem de emissão de esgotos, sendo que a 
importância deste parâmetro se concentra no controle de determinados processos 
unitários utilizados em estações de tratamento de águas para abastecimento e 
residuárias. Na etapa de floculação de águas para abastecimento público, a alcalinidade 
da água assume fundamental importância na ocorrência do fenômeno denominado 
floculação por varredura, que muitas vezes é o mecanismo de floculação mais atuante. 
 
1.4. Determinação da alcalinidade 
A alcalinidade das águas é determinada através de titulação de neutralização ácido/base, 
empregando ácido sulfúrico 0,02 mol/L. A titulação também neste caso pode ser 
acompanhada potenciometricamente ou com o emprego de indicadores ácido-base. Os 
limites de pH ou as soluções indicadoras são os mesmos impostos para a determinação 
da acidez da água. Trata-se do processo inverso. Portanto, a água apresenta alcalinidade 
até pH 4,5, que corresponde ao limite da conversão de bicarbonatos em gás carbônico. 
Desta forma, a água pode possuir acidez e alcalinidade simultaneamente na faixa de pH 
entre 4,5 e 8,3 devido ao equilíbrio gás carbônico/bicarbonato/carbonato, podendo 
neutralizar uma ação externa através do deslocamento deste equilíbrio de dois estágios, 
sem que o pH varie demasiadamente (efeito tampão). Os limites de pH utilizados na 
determinação da alcalinidade são mostrados no diagrama a seguir: 
 
41 
 
 
 
Portanto, podem ser determinados dois valores, P e T, e com estes resultados existem 
procedimentos para que se possam calcular os três componentes da alcalinidade, 
hidróxidos, carbonatos e bicarbonatos, individualmente. 
Tabela 1: Relação entre os diferentes tipos de alcalinidade: 
 
Os resultados de alcalinidade são também expressos em mg/L CaCO3 por tratar-se de 
mistura de componentes, como no caso da acidez. Caso sejam calculados os três 
componentes, aí sim é possível expressar-se o resultado em termos de mg/L de 
hidróxido, carbonato ou bicarbonato. 
 
4. Reagentes e Materiais: 
Os reagentes e materiais necessários para esse experimento são: 
 Proveta de 50,0 mL; 
 Erlenmeyers de 125 mL; 
 Bureta de 50 mL; 
 Pipetas de 5 e 10 mL; 
 Pisseta; 
 Água destilada; 
 Ácido sulfúrico 0,02 N; 
 Indicador metilorange 0,1%; 
 Indicador fenolftaleína 0,1%. 
 
 
42 
 
5. Procedimento Experimental 
- Encher a bureta com ácido sulfúrico 0,02N e em seguida zerá-la; 
- Pipetar 25 mL da amostra e transferir para um erlenmeyer de 125 mL; 
- Adicionar 2 gotas de fenolftaleína, observar a cor; 
- Se aparecer uma coloração rósea titular com o ácido gota a gota até o descoramento do 
indicador. Ler e anotar o H2SO4 e chama-lo de VP (mL). Deixe o erlenmeyer embaixo 
da bureta e não a zere; 
- Se não aparecer uma coloração rósea, anotar o valor de P = 0 (mL); 
- Ainda no mesmo erlenmeyer adicionar 2 gotas de metil-orange e continuar a titulação 
com o H2SO4 a partir de onde parou, até uma mudança na coloração do indicador para 
amarelo-avermelhado; 
- Ler e anotar o volume de H2SO4 e chamá-lo de VT (mL). 
 
6. Cálculos e Resultados: 
- Calcular a Alcalinidade Parcial e Total da amostra usando o seguinte procedimento: 
Alcalinidade Parcial (P) 
P = VP * N * 50000/VA (em mg/L CaCO3)Onde: 
VP: volume de H2SO4 0,02N gasto na titulação com fenolftaleína (mL). 
VA: volume tomado da amostra (mL). 
N: normalidade do H2SO4 (eq/L). 
 
Alcalinidade Total (T) 
T = VT * N * 50000/VA (em mg/L CaCO3) 
Onde: 
VT: volume total de H2SO4 0,02N gasto na titulação com fenolftaleína + metilorange 
(mL). 
 
43 
 
VA: volume tomado da amostra (mL). 
N: normalidade do H2SO4 (eq/L). 
- Com os valores de P e T, aplicar as relações da Tabela 1 para calcular as diferentes 
alcalinidades da amostra. 
Alcalinidade de hidróxido = _____________________ mg/L CaCO3 
Alcalinidade de carbonatos = ______________________mg/L CaCO3 
Alcalinidade de bicarbonatos = _____________________mg/L CaCO3 
Tabela 2: Resultados obtidos na determinação da alcalinidade: 
Volume de H2SO4: etapa Fenolftaleína (VP) em 
mL 
 
Volume de H2SO4: etapa Metilorange (VT) em 
mL 
 
Alcalinidade Parcial (P) em mg/L de CaCO3 
Alcalinidade Total (T) em mg/L de CaCO3 
 
 
 
 
 
 
 
44 
 
Experimento 08: Dureza das Águas 
1. Introdução 
1.1. Definição analítica 
A Dureza total é calculada como sendo a soma das concentrações de íons cálcio e 
magnésia na água, expressos como carbonato de cálcio. 
Dureza de uma água é a medida da sua capacidade de precipitar sabão, isto é, nas águas 
que a possuem os sabões transformam-se em complexos insolúveis, não formando 
espuma até que o processo se esgote. É causada pela presença de cálcio e magnésio, 
principalmente, além de outros cátions como ferro, manganês, estrôncio, zinco, 
alumínio, hidrogênio, etc, associados a ânions carbonato (mais propriamente 
bicarbonato, que é mais solúvel) e sulfato, principalmente, além de outros ânions como 
nitrato, silicato e cloreto. São quatro os principais compostos que conferem dureza às 
águas: bicarbonato de cálcio, bicarbonato de magnésio, sulfato de cálcio e sulfato de 
magnésio. 
 
1.2 Fontes de dureza nas águas 
A principal fonte de dureza nas águas é a sua passagem pelo solo (dissolução da rocha 
calcárea pelo gás carbônico da água), conforme as reações: 
H2CO3 + CaCO3 → Ca (HCO3)2 
H2CO3 + MgCO3 → Mg (HCO3)2 
Desta forma, é muito mais frequente encontrar-se águas subterrâneas com dureza 
elevada do que as águas superficiais. 
 
1.3 Importância nos estudos de controle de qualidade das águas 
Para o abastecimento público de água, o problema se refere inicialmente ao consumo 
excessivo de sabão nas lavagens domésticas. Há também indícios da possibilidade de 
um aumento na incidência de cálculo renal em cidades abastecidas com águas duras, o 
que traduz um efetivo problema de saúde pública. Uma Portaria do Ministério da Saúde, 
limita a dureza em 500 mg/L CaCO3 como padrão de potabilidade. Este padrão não é 
muito restritivo, pois uma água com 500 mg/L de dureza é classificada como “muito 
dura” mas, por outro lado, uma restrição muito severa pode inviabilizar muitos 
abastecimentos públicos que utilizam água dura, por não disporem dos recursos 
necessários para a remoção da dureza ou abrandamento da água. 
 
45 
 
Para o abastecimento industrial, a grande dificuldade da presença de dureza nas águas 
está em seu uso em sistemas de água quente como caldeiras, trocadores de calor, etc. 
Com o aumento da temperatura, o equilíbrio se desloca no sentido da formação de 
carbonatos que precipitam e se incrustam, o que já levou diversas caldeiras à explosão. 
 
1.4 Graus de dureza 
Existem diversas escalas de dureza, como a alemã, por exemplo. Apresenta-se aqui uma 
escala de origem americana utilizada internacionalmente: 
Tabela 1: Escalas de dureza. 
 
 
1.5 Tipos de dureza 
A dureza é classificada quanto aos cátions e quanto aos ânions associados a estes. Estas 
classificações são importantes para as previsões de tipos e dosagens de reagentes, nos 
processos de abrandamento. 
Quanto ao cátion, a dureza é classificada em dureza ao cálcio e dureza ao magnésio. A 
dureza total é a soma da dureza ao cálcio com a dureza ao magnésio. Não se trata de 
uma simples soma, pois a dureza é expressa em mg/L CaCO3, havendo necessidade de 
transformação de equivalentes. Assim, uma água com 20 mg/L de cálcio e 5 mg/L de 
magnésio apresentará a seguinte dureza: 
𝐷𝑢𝑟𝑒𝑧𝑎 (
𝑚𝑔
𝐿
𝐶𝑎𝐶𝑂3) = 20𝑥
50
20
+ 5𝑥
50
12
= 70 
onde os números 50, 20 e 12 representam, respectivamente, os equivalentes-grama do 
CaCO3, Ca+2 e Mg+2. 
Quanto ao ânion associado, a dureza é classificada como dureza temporária e dureza 
permanente. A dureza temporária é aquela em que o cálcio ou o magnésio encontram-se 
associados a carbonatos (ou bicarbonatos). É assim chamada por ser removível por 
fervura, incrustando-se em chuveiros, destiladores e outros sistemas de água quente. A 
 
46 
 
dureza é dita permanente quando o cálcio e o magnésio encontram-se associados a 
sulfatos. A dureza total é a soma da dureza temporária com a permanente. 
 
1.6 Determinação da dureza 
A determinação da dureza geralmente é feita através de titulometria. O método 
titulométrico mais utilizado é a complexometria com EDTA sódico. 
A volumetria de complexação se fundamenta nas reações de formação de complexos 
entre íons metálicos e outros íons ou moléculas. Estes outros íons ou moléculas atuam 
como bases de Lewis (doadores de pares de elétrons) que realizam ligações coordenadas 
com os íons metálicos que, por sua vez, atuam como ácidos de Lewis (receptores de 
pares de elétrons). 
Os agentes complexantes são chamados de ligantes (representados por L), podendo ser 
mono, di, tri, etc. dentados, conforme a quantidade de ligações químicas que são 
capazes de formar com íons metálicos: nesse contexto, p. ex.: a amônia é um ligante 
monodentado e o EDTA é um ligante hexadentado. 
Atualmente os agentes complexantes em uso são quase que exclusivamente ácido 
aminopolicarboxílicos, como o EDTA (ácido etilenodiaminotetraacético e seus 
correlatos); o mais importante deles é o EDTA, um ácido tetracarboxílico: 
 
As reações de complexação empregam os chamados “indicadores metalocrômicos” para 
evidenciar o ponto final das titulações complexométricas. Tais indicadores são também 
ligantes, coloridos, que formam complexos de cor diferente com os íons metálicos em 
determinada faixa de pH, porém sempre menos estáveis que os respectivos complexos 
com o EDTA ou correlatos. Assim, o complexo colorido metal/indicador é destruído 
pela transferência do metal para o complexo EDTA-metal. O ponto final da titulação 
será evidenciado pela mudança de cor do meio (indicador complexado para livre). As 
determinações de cálcio e magnésio em mistura pelo EDTA são de uso corrente, muito 
difundida, dada a importância desses metais para os sistemas biológicos. Os resultados 
são satisfatórios, além de ser simples e rápido. Fundamentam-se numa associação de 
titulações em dois valores de pH e dois indicadores. Na primeira titulação, o EDTA 
titula ambos os cátions em meio tamponado a pH = 10, e na presença de negro de 
eriocromo (Erio T) como indicador. 
 
47 
 
Na segunda titulação, o pH = 12,5, para precipitar o magnésio e, na presença de 
murexida, o EDTA titula somente o cálcio. 
2. Reagentes e Materiais 
Os reagentes e materiais necessários para esse experimento são: 
 Proveta de 50,0 mL; 
 Erlenmeyers de 125 mL ou 250 mL; 
 Bureta de 25 mL; 
 Pipetas de 5 e 10 mL; 
 Pisseta; 
 Água destilada; 
 EDTA 0,02 N; 
 Solução tampão (pH = 10); 
 Hidróxido de sódio 1 N; 
 Indicador Eriocromo T; 
 Indicador Murexida. 
 
3. Procedimento Experimental 
Dureza Total 
1. Homogeneizar o frasco contendo a amostra; 
2. Pipetar 25 mL de amostra e transferir