ExperimentosApostilaILQ-vrs02

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____________________________________ILQ0002 – Introdução ao Laboratório de Química 
 
 
UNIVERSIDADE DO ESTADO DE SANTA CATARINA - UDESC 
CENTRO DE CIÊNCIAS TECNOLÓGICAS – CCT 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA – DQMC 
 
 
 
 
 
 
 
 
Apostila de Introdução ao Laboratório de Química 
ILQ0002 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Joinville 
2023 
____________________________________ILQ0002 – Introdução ao Laboratório de Química 
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SUMÁRIO 
 
1. CRONOGRAMA DAS AULAS PRÁTICAS ........................................................... 3 
2. APRESENTAÇÃO ................................................................................................ 4 
3. AVALIAÇÃO ......................................................................................................... 5 
3.1 GUIA PARA CADERNO DE LABORATÓRIO ....................................................... 6 
4. EXPERIMENTOS ................................................................................................. 8 
4.1 MEDIDAS .............................................................................................................. 8 
4.2 CALIBRAÇÃO DE UMA BURETA ....................................................................... 13 
4.3 CURVAS DE AQUECIMENTO E RESFRIAMENTO: PONTO DE FUSÃO E 
PONTO DE EBULIÇÃO ............................................................................................ 15 
4.4 SOLUBILIDADE .................................................................................................. 22 
4.5 LEIS PONDERAIS E ESTEQUIOMETRIA .......................................................... 27 
4.6 PREPARO E PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES ............................................... 29 
4.7 PADRONIZAÇÃO DAS SOLUÇÕES .................................................................. 32 
4.8 DETERMINAÇÃO DA CONCENTRAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO DE NaOH 
(TITULAÇÃO) ............................................................................................................ 34 
4.9 PREPARO DE SOLUÇÕES E REAÇÃO DE PRECIPITAÇÃO ........................... 36 
4.10 SEPAPAÇÃO DE UMA MISTURA .................................................................... 39 
4.11 SEPARAÇÃO DE MISTURA (CONTINUAÇÃO) ............................................... 41 
4.12 EXTRAÇÃO DE ÓLEO ESSENCIAL ................................................................. 43 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1. CRONOGRAMA DAS AULAS PRÁTICAS 
 
Horários: Segunda-feira 
09h:20min - 11h:00min Turma A – Márcia M. Meier (marcia.meier@udesc.br) 
13h:30min – 15h:10min Turma B – Profa. Ana C. Koentopp (ana.koentopp@udesc.br) 
DATAS CONTEÚDO 
27/02 Apresentação da disciplina, do cronograma e do laboratório. 
06/03 
Conhecer equipamentos de laboratório de química e realizar procedimentos de medida de 
massa e de volume, transferência de sólidos e de líquidos. 
Segurança em laboratório de química 
Atividade 1 – Ilustrar as vidrarias, nomeá-las e indicar a função no caderno. 
13/03 
Experimento 4.1: Medidas. 
Leitura de instrumentos: algarismos significativos. 
Tratamento de dados experimentais: erro, exatidão e precisão. 
20/03 
Experimento 4.2: Calibração de uma bureta. 
Tratamento de dados: construção de gráficos e tabelas. 
27/03 
Método Científico 
Medida de temperatura, construção de gráficos e tabelas. 
03/04 
Experimento 4.3: Curvas de aquecimento e resfriamento: ponto de fusão e ponto de 
ebulição. 
10/04 Experimento 4.4: Solubilidade 
17/04 
Prova 1 
Entrega parcial do caderno de laboratório 
24/04 
Discussão sobre as leis ponderais e estequiometria. 
Experimento 4.5: Leis Ponderais e estequiometria. 
01/05 FERIADO NACIONAL – Dia do trabalho 
08/05 
Preparo de soluções. 
Experimento 4.6: Preparo e padronização de soluções (Relatório). 
15/05 Como elaborar um relatório 
22/05 
Titulação, padronização de solução 
Experimento 4.7: Padronização das soluções. (Relatório) 
29/05 
Titulação e a determinação da concentração de uma solução 
Experimento 4.8: Determinação da concentração de uma solução de NaOH 
(Relatório) 
05/06 
Entrega do Relatório 
Reação de precipitação. 
Preparo de soluções 
Experimento 4.9: Preparo de soluções e reação de precipitação. 
12/06 
Finalização da aula prática de precipitação. 
Cálculos estequiométricos 
19/06 
Separação, purificação e identificação de misturas 
Experimento 4.10 e 4.11: Separação de uma mistura. 
26/06 
Prova 2 
Entrega final do caderno de laboratório e relatório corrigido 
03/07 
Experimento 4.12: Extração de óleo essencial 
Fabricação de um aromatizador de ambiente 
EXAME 10/07/2023 
mailto:marcia.meier@udesc.br
mailto:ana.koentopp@udesc.br
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2. APRESENTAÇÃO 
 
Disciplina: ILQ0002 – Introdução ao Laboratório de Química 
Natureza: Semestral 
Carga horária: Prática = 36h; Créditos: 02 
Pré-requisito: Não tem. 
Ementa: Normas de segurança no laboratório de química. Noções básicas de prevenção a 
incêndio. Introdução às técnicas básicas de trabalho em laboratório de química. Vidrarias, e 
materiais e equipamentos de laboratório. Algarismos significativos. Medidas e tratamento de 
dados. Propriedades físicas e químicas de compostos. Reações químicas e estequiometria, 
preparo de soluções, processos de separação, solubilidade. Analise gráfica de dados 
experimentais e elaboração de relatório científico. Procedimento de tratamento de resíduos 
químicos gerados durante as aulas e seu modo de descarte. 
 
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3. AVALIAÇÃO 
 
O desempenho na disciplina será avaliado através de: 
- 02 (duas) provas individuais (P1 e P2) = 25% cada; 
 - Relatório (R)= 25% 
- Caderno de laboratório (CL) = 25% 
Logo a média final (MF): MF = 0,25*P1 + 0,25*P2 + 0,25*CL + 0,25*R 
Obs.: Todas as avaliações terão notas atribuídas no intervalo de 0,0 (zero) à 10,0 (dez). 
As condições de aprovação na disciplina são as previstas no Regimento da Universidade. 
 
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3.1 GUIA PARA CADERNO DE LABORATÓRIO 
 
Você deverá manter um Caderno de Laboratório (CL) individual, no qual anotará os 
dados, procedimentos e demais informações relevantes à realização de cada experiência. As 
anotações devem ser feitas durante a realização do experimento para garantir a objetividade e a 
fidelidade. Não é simples definir a priori o que é "relevante ao experimento" . Uma maneira de 
avaliar a relevância de uma informação é imaginar que se você usar o caderno daqui a alguns 
meses ou mesmo anos, a informação contida no caderno deve lhe permitir repetir a experiência 
sem dificuldade, entendendo do anotado no caderno o que foi feito e quais foram os resultados 
e as conclusões. 
No caso de trabalhos em grupo, cada aluno é responsável pelo registro dos dados em 
seu caderno. Aulas de laboratório não tem reposição, por isso, evite faltar! 
 
NORMAS GERAIS 
1. Use um caderno resistente, preferencialmente de capa dura, para evitar danos físicos e perda 
de informações. 
2. As páginas devem ser enumeradas para que as folhas não sejam destacadas. Não use caderno 
espiral e nem fichário. 
4. Na primeira capa, no verso, do caderno devem constar: nome do pesquisador, data de início, 
nome da disciplina e espaço para sumário. 
5. Todas as anotações devem ser registradas nas páginas da direita e nas páginas da esquerda 
inclusive para os cálculos, mas a numeração apenas vai na página da direita. 
6. As anotações devem ser feitas de forma legível e à caneta esferográfica (preta ou azul). 
7. Escreva diretamente no caderno (não se deve fazer rascunho); imediatamente (os dados 
devem ser registrados durante a realização do experimento e não após o seu término – não seFazer a destilação por arraste a vapor; 
- Extrair o óleo essencial do cravo da índia – eugenol; 
- Preparar um aromatizador de ambiente; 
 
Procedimento Experimental: 
 
Monte a aparelhagem conforme a Figura 1. 
 
Figura 1: Aparelho de destilação 
 
O frasco coletor, de 125 mL pode ser um erlenmeyer e a fonte de calor uma manta 
elétrica. 
Coloque 10 g de cravos num balão de fundo redondo e adicione 150 mL de água. 
Inicie o aquecimento de modo a ter uma velocidade de destilação lenta, mas constante. 
Continue a destilação até coletar 50 mL do destilado. Transfira o destilado para um funil 
de extração, adicione 15 mL de uma solução de cloreto de sódio saturado e extraia o 
eugenol com três porções de cloreto de metileno (10 mL). Separe as camadas e despreze 
a fase aquosa. Seque a fase orgânica com sulfato de sódio anidro. Filtre a mistura em 
papel pregueado (diretamente em um balão de fundo redondo previamente tarado), lave 
com uma pequena porção de CH2Cl2 (diclorometano) e em seguida retire o solvente no 
evaporador rotativo. Pese novamente, desconte a massa do balão e calcule o rendimento 
relativo do eugenol extraído. 
 
FAZENDO O AROMATIZADOR DE AMBIENTE: 
Os materiais para a produção de um aromatizador de ambientes são os seguintes: 
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 1 frasco de vidro pequeno; 
 2mL do óleo essencial escolhido para ser difundido; 
 cerca de 36 mL de álcool de cereal; 
 alguns pequenos palitos de madeira; 
 aproximadamente 10 ml de água destilada; 
 2 mL de glicerina. 
Reunidos os materiais listados, o que resta fazer é começar a preparar o aromatizador de 
ambientes. Os passos são os seguintes: 
1. Garanta que o frasco de vidro esteja higienizado; 
2. Comece adicionando o álcool de cereal dentro do recipiente; 
3. Insira todas as gotas de óleo essencial; 
4. Adicione a água destilada dentro do vidro; 
5. Feche a tampa do frasco e misture os ingredientes suavemente; 
6. Deixe o aromatizador em repouso por cerca de três dias antes de usá-lo; 
7. Quando estiver pronto para utilizar o aromatizador, abra o frasco e insira as 
varetas que conduzirão o aroma para o ambiente.pode confiar na memória); com muito cuidado e concentração (a descrição do experimento deve 
ser feita de forma precisa); de forma legível (as anotações difíceis de serem lidas levantam 
dúvidas que reduzem a credibilidade dos dados). 
8. Nunca um dado deve ser apagado ou uma página rasgada, isso tira toda a autenticidade e 
validade do caderno, se houver essa necessidade em caso extremo, usar a expressão “digo” 
colocando a parte a ser substituída entre parênteses e a parte que irá substituir após. 
9. As correções devem ser feitas traçando-se uma linha por cima de forma que permaneça 
legível, não rasure, nem apague com liquid paper. 
10. Não deixe espaços em branco. Inutilize com um traço o espaço em branco entre os dados 
registrados e a assinatura ou o restante do texto. 
11. Os registros de cada novo experimento devem ser feitos em uma nova página, inutilizando 
o espaço em branco eventualmente deixado na página anterior. 
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12. Seja consistente com as abreviaturas utilizadas e faça uma lista de abreviaturas no final do 
caderno para seu conhecimento. 
No mínimo, para cada experimento o caderno deve sempre conter: 
 ITENS ORGANIZAÇÃO 
1. Título do experimento e data de realização (data início e 
término); 
PRÉ-
LABORATÓRIO 
2. Objetivos do experimento; 
3. Materiais Utilizados 
4. Descrição/Instruções referente a vidraria desconhecidas (se 
necessário) 
5. Dados sobre reagentes, produtos, solventes, identificando-os 
pelo nome do composto, fórmula, marca e número do lote. 
Dados sobre os aparelhos e equipamentos utilizados, como 
marca, nome do fabricante e origem. 
6. Roteiro dos procedimentos experimentais; 
PÓS-
LABORATÓRIO 
7. Esquema do aparato utilizado; 
8. Resultados e DISCUSSÃO 
- Dados medidos; 
- Cálculos; 
- Gráficos; 
9. Conclusão 
10. Bibliografia Consultada 
 
As informações sobre constantes físicas, manuseio e toxicidade dos materais que 
serão usados nas aulas poderão ser encontrados nos endereços: 
https://www.rsc.org/Merck-Index - O Merck Index é uma fonte de referência 
autorizada e confiável para orientar cientistas e profissionais sobre produtos químicos, 
medicamentos e produtos biológicos. Sua primeira publicação data de 1889. Há vários 
exemplares impressos disponíveis na Biblioteca do Conjunto das Químicas, mas o 
Merck Index também pode ser acessado através do site da Royal Society of Chemistry 
(RSC). 
http://www.ilpi.com/msds/index.html#Internet – a ficha MSDS (Material Safety 
Data Sheet) é um documento com informações sobre os procedimentos para 
manipular ou trabalhar com segurança com uma substância específica, minimizando 
riscos. 
 
 
 
Este texto é uma adaptação de: C. H. de Brito Cruz, H. L. Fragnito, I. F. da Costa, B. A. Mello, Guia para Física 
Experimental, IFGW, Unicamp (1997). 
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4. EXPERIMENTOS 
4.1 MEDIDAS 
 
1. Introdução 
 Medidas são essenciais para todas as ciências. O Sistema Internacional de Unidades (SI) 
estabeleceu como grandezas fundamentais comprimento, massa, tempo, intensidade de corrente 
elétrica, temperatura, quantidade de matéria e intensidade luminosa. As unidades e os símbolos 
de algumas grandezas estão na Tabela 1. 
 Tabela 1: Algumas unidades fundamentais do SI. 
GRANDEZA UNIDADES 
NOME SÍMBOLO 
Comprimento Metro m 
Massa Quilograma Kg 
Tempo Segundo s 
Temperatura Kelvin K 
Quantidade de matéria Mol mol 
 
Algarismos Significativos: 
 
Um número de pessoas numa sala de aula e uma dúzia de ovos são números exatos. 
Não há dúvida quanto ao número de pessoas dentro da sala de aula e uma dúzia de ovos. Por 
outro lado, os números obtidos numa medida não são exatos. 
Suponha a medida da temperatura indicada no termômetro seja de 25,6º ou 25,7º. Na 
tentativa de medir a temperatura com precisão até uma casa depois da vírgula você teve que 
fazer uma estimativa deste último algarismo. Existe a certeza de que a temperatura é maior 
do que 25º C é menor do que 26º C, mas o último algarismo é duvidoso. O valor da 
temperatura medida com esse termômetro possui, portanto 3 algarismos significativos e é 
incorreto acrescentar um quarto algarismo, como em 25,63, pois se o algarismo 6 já é 
duvidoso não faz sentido o acréscimo do algarismo 3. Com um termômetro mais preciso uma 
medida com maior número de algarismos pode ser obtida. 
Na leitura do volume de água em um frasco cilíndrico como uma proveta ou uma 
bureta você notará que a superfície de água não é plana e forma um fenômeno chamado 
menisco. Leia sempre o ponto mais baixo do menisco. Note também, que escrever as 
unidades das medidas é tão importante quanto um número. 
 
2. Objetivos 
No final desta experiência o estudante deverá ser capaz de: 
 Usar e ler balanças, béqueres, provetas e pipetas; 
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 Utilizar algarismos significativos; 
 Distinguir o significado de precisão e exatidão. 
 
Materiais 
Balão volumétrico de 100mL 
Bastão de vidro 
Béquer de 250mL 
Espátula 
Pêra 
Termômetro 
Pipeta de Pasteur 
Pipeta volumétrica 
Pisseta 
Proveta de 50mL 
Vidro de relógio 
 
Reagentes 
Cloreto de sódio (NaCl) 
 
Equipamentos 
Balança Analítica Termômetro 
Gelo 
Rolha de borracha 
Cadinho de porcelana 
Frasco de pesagem (vidro de relógio) 
 
3. Procedimento Experimental (Use a folha de dados para anotações) 
 
3.1 Medidas de Temperatura 
 
3.1.1 Coloque cerca de 200 mL de água da torneira em um béquer, meça e anote a 
temperatura utilizando o termômetro, descarte a água na pia. 
3.1.2 No béquer prepare uma mistura de 20 mL de água e gelo (1 a 2 cubos). Agite 
devagar com o bastão de vidro e meça a temperatura da mistura. 
3.1.3 Adicione 5g de cloreto de sódio (sal de cozinha) na mistura de gelo e água. Agite 
devagar com o bastão de vidro e meça a temperatura da mistura. 
 
3.2 Medidas de Massa 
 
3.2.1 Três objetos: uma rolha de borracha, um cadinho de porcelana e um frasco de 
pesagem (vidro de relógio), encontram-se em sua bancada. Antes de pesá-los, pegue 
cada objeto e tente estimar qual o mais pesado e qual o mais leve, enumerando de 1 
(mais pesado) a 3 (mais leve) na tabela da folha de dados. 
 
3.2.2 Pese um béquer seco. Adicione então 50 gotas de água destilada com um conta-gotas 
e pese o conjunto. O propósito deste procedimento é encontrar o número de gotas em 
um mililitro (mL) e o volume de uma gota de água. 
 
 
3.3 Medidas de Volume (Exatidão e Precisão): 
Anote a temperatura ambiente no momento das medições. Construa um gráfico com os dados 
da tabela. 
 
3.3.1 Medida com o béquer 
a) Pese um béquer seco e anote a massa. 
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b) Meça 50 mL de água destilada utilizando outro béquer. 
c) Coloque os 50 mL de água no béquer que foi pesado e pese-o novamente. 
d) Meça novamente 50 mL de água e adicione no mesmo béquer e pese-o novamente. 
e) Faça isso mais uma vez, ou seja, meça mais 50 mL de água e adicione no béquer, 
completando 150 mL e pese-o novamente. 
 
3.3.2 Medida com a proveta: 
a) Pese um béquer seco e anote a massa. 
b) Meça 50 mL de água destilada utilizando uma proveta. 
c) Coloque os 50 mL de água no béquer e pese-o novamente. 
d) Meça novamente 50 mL de água e adicione no mesmo béquer e pese-o novamente. 
e) Faça isso mais uma vez, ou seja, meça mais 50 mL de água e adicione no béquer, 
completando 150 mL e pese-o novamente. 
 
3.3.3 Medida com a pipeta volumétrica: 
Repetir o procedimento anterior com uma pipeta volumétrica. 
 
3.4 Medidas de massa e volume: 
Medir0,5 g de NaCl (cloreto de sódio), transferir para um béquer, dissolver com água destilada. 
Transferir para um balão volumétrico de 100 mL. Completar o volume. Qual a concentração de 
NaCℓ em mol.L-1 ? Qual a concentração de NaCℓ em g L-1 ? Qual a concentração de NaCℓ em 
% em massa? 
 
4. Responda no caderno de laboratório 
 
 Atividade T2.1: Descreva o procedimento para a preparação de 10 mL de uma solução de 
soro fisiológico (0,9 % em massa de cloreto de sódio). 
 
CONTINUAÇÃO... 
 
 Assista aos vídeos nos links indicados e responda as questões: 
Precisão e exatidão: https://www.youtube.com/watch?v=BuDMT4mfT-E 
Algarismos significativos: https://www.youtube.com/watch?v=HoqPqeow-hQ 
1) Explique as observações no item 3 do procedimento 3.1. 
2) Enumere e classifique os erros que poderiam estar associados à atividade 3.3. 
3) Enumere e classifique os erros que poderiam estar associados à atividade 3.4. 
4) Quantos algarismos significativos devem ser colocados para expressar a medida de volume 
realizada com a proveta usada na atividade 3.3? Qual é o algarismo duvidoso? 
5) Quantos algarismos significativos devem ser colocados para expressar a medida de massa 
realizada com a balança nas atividades 3.3 e 3.4? Qual é o algarismo duvidoso? 
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6) Por que foram realizadas três medidas com a pipeta, três medidas com a proveta e três 
medidas com o béquer? 
7) Qual dos três equipamentos, o béquer, a pipeta volumétrica ou a proveta, possui melhor 
precisão? Explique sua resposta. 
8) 50 mL de água a 20oC possui uma massa de 49,915 g. Comparando os resultados que você 
obteve no procedimento 3.3, foi a proveta ou a pipeta que deu um resultado mais próximo do 
valor, ou seja, qual dos dois é mais exato? Explique sua resposta. 
9) Indique o erro limite da proveta 1 e da proveta 2. Coloque as provetas em ordem crescente 
de precisão. 
 
Fonte: LENZI, E., et al. Química Geral Experimental. Rio de Janeiro: Freitas Bastos, 2004. 
 
 
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FOLHA DE DADOS 
 
Equipe: 
 
Data: / / 
 
1. Medidas de Temperatura 
 
1. Temperatura da água da torneira: C 
2. Água com gelo : - Depois de agitada: C 
- Com o sal adicionado: C 
 
2. Medidas de Massa 
 
1. Numere de 1 a 3 os objetos (1 = mais pesado) 
 
Objeto Ordem de massa 
estimada 
Massa medida (g) Ordem de massa 
real 
Rolha de borracha 
Frasco de pesagem 
Cadinho de Porcelana 
 
2 Medida da massa de uma gota de água Massa do béquer: g 
Massa do béquer + 50 gotas de água: g 
Massa de 50 gotas de água: g 
Massa de 1 gota de água: g 
 
3. Medida de Volume: 
 
 BÉQUER 
(3.3.1) 
PROVETA 
(3.3.2) 
PIPETA 
(3.3.3) 
Massa do béquer antes da adição da água 
Após a adição do 1o (50 mL) de água 
Após a adição do 2o (50 mL) de água = 
100ml 
 
Após a adição do 3o (50 mL) de água = 150 
ml 
 
Massa do 1o (50 mL) de água 
Massa do 2o (50 mL) de água 
Massa do 3o (50 mL) de água 
Média das três medidas de massa 
Desvio de cada medida com relação à média 
 
 
Média dos desvios 
Valor da medida (  ) g (  ) g (  ) g 
 
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4.2 CALIBRAÇÃO DE UMA BURETA 
 
Materiais 
Bureta de 25mL 
Erlenmeyer 
Garra 
Pisseta 
Suporte universal 
Toalha de papel 
 
Reagentes 
- 
Equipamentos 
Balança 
 
Construindo um gráfico de calibração 
 
1. Encha a bureta com água destilada e retire as bolhas de ar pela ponta; 
2. Ajuste o menisco exatamente em cima de 0,00 mL; 
3. Meça a massa de um erlenmeyer limpo e seco na balança segurando-o com toalha de papel; 
4. Escoar exatamente 5 mL de água da bureta para dentro do frasco e pese-o anotando o valor; 
5. Coletar mais um volume de 5 mL e repetir a pesagem anotando o valor; 
6. Repita estas operações até atingir 25 mL (total da bureta); 
7. Preencha a tabela com os dados; 
 
Tabela: 
Volume escoado (mL) Massa (g) Volume corrigido (mL) 
 
 
 
8. Construa um gráfico com os dados da tabela (gráfico de calibração). 
9. Escolha um volume qualquer para coletar e utilize o gráfico construído para a correção do 
volume coletado. 
 
Caderno de laboratório: 
 Anotar todos os equipamentos que foram utilizados; 
 Fazer a tabela; 
 Mostrar os cálculos; 
 Fazer o gráfico em papel milimetrado e no Excel e colar ambos no caderno. 
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4.3 CURVAS DE AQUECIMENTO E RESFRIAMENTO: PONTO DE FUSÃO E 
PONTO DE EBULIÇÃO 
 
1. Introdução 
 
 O processo de mudança de estado físico, do sólido para o líquido (fusão) está associado 
às alterações nas ligações químicas intermoleculares. A temperatura de fusão, também 
denominada ponto de fusão, de uma determinada substância pura é bem definida, porém é 
importante informar que a temperatura de fusão não é um parâmetro suficiente para caracterizar 
uma substância! Podem existir dois compostos diferentes, por exemplo, p-terc-butil fenol 
(C10H14O) e fenantreno (C14H10), com o mesmo valor da temperatura de fusão (101˚C). Assim, 
outras análises devem ser realizadas para a caracterização de uma substância pura. Geralmente 
a temperatura de fusão está relacionada com a pureza da substância sólida e uma variação de 
+/- 0,5˚C na temperatura de fusão em relação ao valor aceito na literatura, indica que se trata 
de uma substância “pura”. 
 
2.Objetivos 
 
 Determinar o ponto de fusão do naftaleno; 
 Verificar a pureza da substância analisada; 
 Construir e interpretar curvas de aquecimento e resfriamento. 
 
Materiais 
Argola 
Béquer 
Caixa de fósforo 
Garra 
Pisseta 
Suporte universal 
Tela de amianto 
Tubo de ensaio 
 
 
 
 
 
 
 
 
Reagentes 
Naftaleno ou naftalina comercial 
 
Equipamentos 
Aparelho de PF 
Bico de bunsen 
Termômetro 
3. Procedimento Experimental 
 
 Você irá utilizar a técnica para a determinação da temperatura de fusão de uma amostra de 
naftaleno (C10H8), a partir de dois procedimentos experimentais: 
 
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 1. Uma grande quantidade de amostra, obtendo curvas de aquecimento e de resfriamento 
do composto. Tanto o aquecimento como o resfriamento devem ser lentos, para se obter bons 
resultados; 
 2. Uma pequena quantidade de amostra, utilizando um equipamento para determinação 
do ponto de fusão.. Fixe o suporte universal com a tela de amianto acima do bico de Bunsen (8 
a 12cm) como indicado na figura abaixo (figura 1). Com a garra metálica, fixe o tubo de ensaio 
que contém o naftaleno e o termômetro dentro de um béquer. Coloque água suficiente para que 
todo o naftaleno fique submerso. 
 OBS: “No início do aquecimento, não tente mexer o termômetro que está preso ao 
naftaleno sólido, pois poderá quebra-lo”. 
 
 
Figura 1. Esquema de vidraria a ser utilizada para determinação do ponto de fusão. 
 
3.1 Curva de Aquecimento: 
Após montado, inicie o aquecimento, lentamente. Quando a temperatura atingir 60˚C 
comece a anotar o seu valor a cada 0,5 minutos na folha de dados, até 90˚C. A partir do 
momento queo termômetro ficar solto, use-o para agitar levemente a massa em fusão. Quando 
a temperatura atingir aproximadamente 90˚C, apague a chama do bico de Bunsen, mas 
mantenha o conjunto fixo ao suporte universal, pois em seguida você iniciará o experimento 
para o resfriamento do naftaleno. 
 
3.2 Curva de Resfriamento: 
 Sem retirar o tubo de ensaio com naftaleno de dentro do béquer, anote a temperatura de 
resfriamento do naftaleno a cada 0,5 minutos até atingir 60˚C. Com o termômetro agite (com 
cuidado, para não quebrar o termômetro) a massa fundida de naftaleno, até o início da 
solidificação. Anote a temperatura a cada 0,5 minutos até chegar a 60˚C. 
 
 
 
Tabela 1 – Tabela para a coleta de dados. 
Curva de Aquecimento Curva de Resfriamento 
Tempo (min) Temperatura (ºC) Tempo (min) Temperatura (ºC) 
0,0 0,0 
0,5 0,5 
____________________________________ILQ0002 – Introdução ao Laboratório de Química 
17 
 
1,0 1,0 
1,5 1,5 
 
Construção do Gráfico 
 
 Em uma folha de papel milimetrado, construa o gráfico da curva de aquecimento e da 
curva de resfriamento, traçando a curva pelos pontos médios dos valores experimentais, ou seja, 
não una todos os pontos, mas apenas trace uma curva média. Explique o tipo de comportamento 
observado (regiões das curvas) para a variação de temperatura com o tempo, na fusão e na 
solidificação, e apresente no item resultados e discussão do seu caderno. 
 
Resultado e Questionário 
 
1. Como determinar a temperatura de fusão de uma substância? 
2. Qual a temperatura de fusão, determinada experimentalmente, do naftaleno? Qual o erro 
em relação ao valor esperado? 
3. A amostra de naftaleno na qual se realizou a determinação do ponto de fusão pode ser 
considerada uma substância pura? Justifique. 
 
Gráficos – texto complementar 
 
 O gráfico é a representação dos dados tabelados ou não. Porém, quando tabelados, 
facilitam o trabalho da construção do gráfico. Na tabela eles se encontram em ordem crescente 
ou decrescente de valores facilitando a escolha de uma escala adequada com o tamanho do 
papel onde será construído. A partir de tabelas construídas com os dados coletados, um gráfico 
pode ser traçado e o comportamento geral das grandezas envolvidas naquela medição pode 
ser observado mais facilmente. 
 
 Apesar de conter as mesmas informações da tabela, os gráficos propiciam o rápido 
reconhecimento de máximos, mínimos e de pontos de inflexão. Além de facilitarem operações 
matemáticas como interpolação, cálculo de valores médios e integração, que são difíceis de 
realizar por métodos numéricos. 
 
 Um gráfico é útil para mostrar a conexão entre duas ou mais grandezas físicas, sendo 
uma representação visual do modo como umas variam em relação às outras, ou seja, se existe 
uma linearidade, se existe apenas uma faixa de valores de x para os quais y aumenta 
linearmente e depois sofre um desvio desse comportamento, se existe uma função exponencial 
nessa relação e assim por diante. Esta informação visual fornecida pode então ser relacionada 
com o fenômeno físico ou químico envolvido. 
 
 Em geral, um gráfico é construído em um sistema de coordenadas cartesianas, que 
consiste de duas retas perpendiculares: o eixo x (eixo das abscissas), onde deve ser 
representada a variável independente, e o eixo y (eixo das ordenadas), onde deve ser 
representada a variável dependente. A construção de um gráfico envolve as seguintes etapas: 
____________________________________ILQ0002 – Introdução ao Laboratório de Química 
18 
 
 
1) Definição dos eixos - No eixo das abcissas (eixo horizontal ou eixo dos x) deve ser registrada 
a variável independente associada à grandeza que, ao variar, assume valores que não 
dependem dos valores da outra grandeza. No eixo das ordenadas (eixo vertical ou eixo dos y) 
deve ser registrada a variável dependente associada à grandeza que, para variar, depende de 
como varia a outra grandeza. Em outras palavras, registra-se a causa, variável x, no eixo 
horizontal e o efeito, variável y, ou função y(x), no eixo vertical. 
 
Exemplo: Se estamos observando como o volume responde à variação da temperatura, o 
volume é a variável dependente pois varia com a mudança de temperatura. Não seria razoável 
afirmar o contrário, afinal como que se poderia dizer que a temperatura variou em função da 
mudança do volume! 
 
 
2) Registro dos eixos - Na parte inferior do eixo das abcissas, à direita, e preferencialmente 
fora da região quadriculada do papel milimetrado, deve ser registrada a variável 
independente, com sua unidade entre parênteses. Na parte superior do eixo das ordenadas, à 
esquerda, e preferencialmente fora da região quadriculada do papel milimetrado, deve ser 
registrada a variável dependente, com sua unidade entre parênteses. Observação: Se a unidade 
da grandeza incluir uma eventual potência de 10, com expoente positivo ou negativo, esta 
potência também deverá ser representada entre parênteses, junto com a unidade. Exemplo: V 
(10-9 m3) 
 
3) Determinação da posição do papel - Uma folha de papel milimetrado geralmente tem 28 cm 
no eixo vertical, e 18 cm no eixo horizontal, então, podemos usá-la nesta posição (“retrato”) 
ou em outra posição, invertendo os eixos (“paisagem”). Deve ser escolhida uma destas duas 
possibilidades: “retrato” ou “paisagem”, de modo a otimizar a construção do gráfico visando 
ocupar o melhor possível a folha. Entretanto, “ocupar o melhor possível a folha” não significa 
que se deve usar a escala que preenche todo o papel. Na prática, deve-se escolher uma escala 
que facilite a leitura dos pontos experimentais, ou qualquer outro ponto representado no 
gráfico. Escolha uma escala com intervalos razoáveis, que facilitam a colocação dos dados e 
sua leitura. 
 
4) Determinação das escalas - Na escolha da escala que vai ser usada em cada eixo deve-se 
localizar na tabela os valores máximos e mínimos das duas variáveis e em seguida traçar a 
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19 
 
escala de maneira a abranger todo o intervalo de valores da grandeza a ser representada, ou 
seja, de forma que todos os pontos caibam no gráfico. 
 
5) Indicação de valores nos eixos - Tanto no eixo verical, quanto no horizontal, no devem ser, 
indicados valores referenciais adequados à escala, em intervalos eqüidistantes, feitos 
perpendicularmente ao eixo em questão. Esses marcados com pequenos traços valores devem 
ser, preferencialmente, múltiplos de 2, 5, 10, 20, 50, 100, etc. Nunca use múltiplos ou 
submúltiplos de números primos ou fracionários, tais como 3, 7, 9, 11, 13, 15, 17, ou 2,5; 3,3; 
7,5; 8,25; 12,5; 16,21; etc. Jamais coloque os valores que correspondem aos dados (a não ser 
que esses, por acaso, coincidam com os intervalos escolhidos para um dos eixos). Além disso, 
a escala deve ser legível, isto é, qualquer ponto poderá ser lido no gráfico. 
Por exemplo, uma escala que coincida o máximo possível com as linhas dos milímetros em uma 
folha de papel milimetrado, correspondendo cada cm da escala a 100g (assim, cada milímetro 
vale 10g), seria uma escala bastante razoável. 
 
6) Marcação dos pontos experimentais - É fundamental que os pontos experimentais sejam 
bem marcados no gráfico, ou seja, para cada dado coletado, existirá um ponto com 
coordenadas x e y a ser marcado no gráfico. 
 
Por exemplo, para um líquido que, na temperatura de 15º C, ocupa um volume de 150 mL, o 
ponto o correspondente no gráfico terá as seguintes coordenadas: (15, 150). Esses pontos 
devem ser identificados por um sinal que não deixe dúvidas sobre sua localização. Depois de 
marcado o ponto experimental não faça nenhuma marcação adicional, tal como fazer 
tracejados desde o ponto até os eixos. Identifique apenas os pontos experimentais! 
 
7) Traçado da curva - Após todos os pontos terem sido marcados, deve-se avaliar de que forma 
estes se relacionampara que possam ser unidos. O traçado da curva deve ser suave e contínuo, 
ajustando-se o melhor possível aos pontos experimentais. Nunca una os pontos experimentais 
por linhas retas, pois isto significa que a relação entre as grandezas é descontínua, o que 
dificilmente será verdadeiro. No entanto, mesmo sabendo que a relação entre as grandezas é 
linear, como traçar uma reta se nem todos os pontos experimentais estão alinhados? Nesse 
caso podemos usar o conceito de reta média, ou da melhor reta, isto é, a reta que passa pela 
maioria dos pontos ou que melhor define a tendência dos pontos, mesmo que ela não os 
contenha todos. A reta média é facilmente traçada por computadores, mas quando traçada a 
mão exige certo cuidado e, portanto, dedique especial atenção nos casos em que seja 
necessário. 
 
Equação da reta - A equação que define uma reta é y = ax + b, onde o parâmetro a é 
denominado coeficiente angular e b, coeficiente linear da reta. O parâmetro a relaciona as 
grandezas x e y e é, na verdade, a razão entre a variação das coordenadas de dois pontos 
quaisquer pertencentes à reta, ou seja, a = Δy/Δx. Tomando dois pontos quaisquer (P1 e P2), 
pertencentes à reta e diferentes dos pontos experimentais (dados tabelados), com coordenadas (x1, 
y1) e (x2, y2) respectivamente, a inclinação da reta será a = (y2 - y1)(/x2 - x1). É importante atentar 
para o fato de que não se deve escolher os dados experimentais para esse cálculo, exceto no caso de 
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20 
 
só haver exatamente dois pontos experimentais. Também é recomendável tomar dois pontos bastante 
espaçados para minimizar os erros e pontos que tenham o valor de pelo menos uma das coordenadas 
igual ao valor de uma das divisões da escala. O coeficiente linear, por sua vez, indica o valor de y para 
o qual x =0, ou seja, o valor de y correspondente ao ponto onde a reta intercepta o eixo das ordenadas. 
 
Origem do gráfico – onde o gráfico inicia. Há sempre a dúvida por parte dos estudantes sobre 
a possibilidade da origem ser outro ponto que não o (0,0), ou seja, se os eixos podem começar 
de valores não-nulos e se cada eixo pode começar de valores diferentes. Ambos os casos são 
possíveis, isto é, os eixos não precisam começar do valor zero, baseado na conveniência para 
a escala, como num caso em que se tivesse o primeiro ponto sendo no valor 150, por exemplo, 
que fica muito distante do ponto 0 e isso prejudicaria na visualização do gráfico. Já com 
relação aos eixos começarem em valores diferentes, é igualmente por conta da conveniência, 
como num caso em que o primeiro valor de um eixo é 2 e do outro 1000, por exemplo. Se ambas 
as escalas começassem em um valor próximo ao 2 e tivessem o mesmo espaçamento entre os 
pontos, imagine o tamanho da folha para chegar ao valor 1000, certo?! Uma segunda questão 
é a relação entre as grandezas que, em algumas vezes, implica em a origem ser um ponto do 
gráfico sem que isto esteja explícito pela determinação experimental. Para entender melhor 
isto, pense num carro que partirá de um ponto e com o decorrer do tempo percorrerá uma 
distância. Se avaliarmos como a distância percorrida varia em função do tempo, facilmente se 
pode perceber que, não decorrido tempo (ou decorrido 0 segundos de tempo), nenhuma 
distância terá sido percorrida, ou seja, para o tempo igual a 0 corresponde única e 
exclusivamente uma distância percorrida 0 e, portanto, o ponto (0,0) obrigatoriamente faz 
parte da reta do gráfico, sem que se tenha "medido" isto, mas está lá e influencia na construção 
do gráfico. Será que este mesmo raciocínio se aplica à relação entre massa e volume de um 
líquido (sem que seja "medido" 0mL de líquido, você infere que isso corresponderia a uma 
massa 0 obrigatoriamente e o ponto (0,0) estaria no gráfico?). 
 
____________________________________ILQ0002 – Introdução ao Laboratório de Química 
21 
 
 
Agora que você já estudou como construir um gráfico, vamos colocar em prática. 
 
A partir dos dados apresentados na tabela abaixo, elaborada de dados experimentais da 
medida de massa de um certo volume de água, construa um gráfico e determine a equação 
da reta: 
Volume (mL) Massa medida (g) 
10 10 
15 15,1 
20 20,1 
30 30,2 
40 40,2 
 
 
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4.4 SOLUBILIDADE 
 
1. Objetivos 
No final dessa experiência, o aluno deverá ser capaz de: 
- Identificar algumas variáveis que afetam a solubilidade. 
- Utilizar técnicas simples de separação de misturas. 
 
2. Introdução 
Inicialmente devemos conhecer as definições de soluto, solvente, solução, miscível, imiscível, 
saturado, insaturado, polar, apolar, eletronegatividade e constante dielétrica. 
 
Solubilidade 
Imaginemos dois copos de Béquer com 100 mL de água cada um. Adicionando NaCl, 
encontraremos que 35g de NaC1 se dissolverão até atingirmos o ponto de saturação. 
Adicionando aspirina, observamos que apenas 0,3 g (a 25º C) dissolverão até o ponto de 
saturação. 
Por que existe uma grande diferença na solubilidade do NaC1 e aspirina? 
Para que um sólido se dissolva, as forças de atração que mantém a estrutura cristalina 
devem ser vencidas pelas interações entre o solvente e o soluto (Figura 1-a). 
 
Figura 1: (a) Ilustração do processo de dissolução do NaCl em água e (b) fórmula estrutural 
da aspirina. 
 
Em geral, solutos com polaridade similar a polaridade do solvente são muito mais 
solúveis. Cloreto de sódio e água são substâncias muito polares mas a aspirina é pouco polar. 
De forma geral: “semelhante dissolve semelhante.” 
Não é somente a natureza do soluto e do solvente que influencia a solubilidade, mas a 
temperatura também é importante. O efeito da temperatura na solubilidade dos compostos varia 
muito. Enquanto muitos tem a solubilidade aumentada com um aumento de temperatura, alguns 
tem quase a solubilidade diminuída, e outros, como o NaCI a solubilidade quase não é afetada. 
 
Separação e purificação 
Reagentes químicos são extraídos de fontes naturais ou são sintetizados a partir de outros 
compostos (através de reações químicas). Qualquer que seja a origem, extração ou síntese, 
raramente os produtos apresentam-se puros e sempre algum tipo de purificação se faz 
necessária. Convém observar que compostos comerciais apresentam diferentes graus de pureza, 
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23 
 
e frequentemente são somente 90 a 95% puros. Para algumas aplicações, entretanto, 
95% de pureza é insuficiente, sendo necessária uma purificação. As técnicas de purificação 
mais comuns são: extração, recristalização, cromatografia e destilação. Para a purificação de 
sólidos, a mais simples e o primeiro método a ser tentado é a recristalização. 
 
Recristalização 
A solubilidade de sólidos em líquidos geralmente aumenta com o aquecimento do 
solvente. Uma solução saturada é preparada a uma temperatura mais alta e resfriada. A 
solubilidade diminui com o resfriamento e o sólido se cristaliza Em seguida é filtrado e seco. 
Substâncias insolúveis são removidas pela filtração da solução quente e as impurezas solúveis 
não se cristalizam sendo removidas no filtrado. 
 
3. Materiais 
- Tubos de ensaio 
- Pipetas (5 mL, 2 mL, 20 mL) 
- Copos de Béquer 
- Rolha 
- Suporte universal 
- Papel de filtro 
- Argola de metal 
- Funil 
- Triângulo de porcelana 
- Etanol 
- 1-butanol 
- Hexano 
- Acido salicílico 
- Iodo (0,03%) 
 
4. Procedimento Experimental 
Demonstração: O professor mostrará no início da aula como dobrar o papel filtro, colocá-
lo no funil, molhá-lo um pouco com o frasco lavador e como filtrar o precipitado de aspirina, 
descrito no procedimento D. 
 
4.1Miscibilidade de líquidos 
Prepare as seis misturas em seis tubos de ensaio numerados de 1 a 6, e escreva suas 
observações. Não esqueça de sacudir cada tubo antes de fazer as anotações. 
 
Cuidado: Etanol, butanol e hexano são inflamáveis. 
 
5 mL água destilada + 3 mL etanol 
5 mL água destilada + 3 mL 1-butanol 
5 mL água destilada + 3 mL hexano 
5 mL etanol + 3 mL 1-butanol 
5 mL etanol + 3 mL hexano 
5 mL l-butanol + 3 mL hexano 
 
* Não jogue o conteúdo de cada tubo na pia. Após terminar toda a prática esvazie os tubos nos 
copos de Béquer identificados colocados nas pias. 
 
4.2 Extração 
Coloque cerca de 5 mL de uma solução aquosa saturada de iodo (aproximadamente 
0,03% de iodo por massa) no tubo de ensaio com rolha, adicione cerca de 2 mL de hexano. 
Não agite. Anote suas observações e coloque a rolha no tubo (nunca o seu dedo), e agite o 
tubo trancando a rolha com dedo. Espere a mistura descansar e anote suas observações. 
 
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24 
 
4.3 Precipitação 
Dissolva cerca de 0,5 g de ácido salicílico em 5 mL de etanol em um béquer. Em 
outro Béquer com 20 ml de água destilada, devagar coloque a solução anterior. Anote suas 
observações. 
 
4.4 Filtração 
A seguir, dobre o papel filtro duas vezes como indicado na seqüência abaixo e 
coloque no funil de vidro. 
 
Coloque um béquer embaixo de modo que a ponta do funil toque a parede interna do 
béquer. Com o frasco lavador, molhe o papel filtro um pouco para fixá-lo no funil. Transporte 
todo o conteúdo do béquer contendo o ácido salicílico, etanol e água para o filtro com ajuda de 
um bastão de vidro. 
Terminada a filtração, retire o papel filtro com o ácido salicílico e mostre os cristais 
ao professor. Ele verificará a qualidade dos cristais obtidos e indicará o frasco onde colocar o 
sólido obtido. 
* IMPORTANTE: Não jogue o conteúdo de cada tubo de ensaio e do béquer na pia. 
Esvazieos colocando os seus conteúdos nos béqueres colocados nas pias. Não misture as 
soluções. 
Lave os tubos de ensaio e deixe-os invertidos para escorrer a água. 
 
5.Questionário 
1. Coloque em ordem decrescente de polaridade os quatro líquidos utilizados nesta experiência, 
começando pela água que é o mais polar. 
 
2. 2 mL de água são adicionados a 2 mL de um outro líquido formando um par imiscível 
(isto é, duas fases, a água e o outro liquido). O que você pode fazer experimentalmente 
para descobrir se a água constitui a fase inferior ou a superior? 
 
3. Qual é a cor da solução de iodo e água? 
 
4. O que você observou depois de agitar a solução de iodo e água com hexano? 
 
5. É o iodo mais solúvel em hexano ou em água? 
 
6. Que evidência você utilizou para a sua resposta da questão 5? 
 
7. Explique sua resposta da questão 5 em termos das polaridades relativas do iodo, do hexano 
e da água. 
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25 
 
 
8. Explique o que você observou quando adicionou a solução de ácido salicílico com etanol 
na água. O ácido salicílico é mais solúvel em água ou etanol? 
 
9. Etanol e água são completamente miscíveis. Funcionaria esta técnica se etanol e água 
fossem imiscíveis? 
 
10. No final da prática, o conteúdo de cada tubo de ensaio e do béquer com o ácido salicílico, 
etanol e água foram recolhidos em béqueres separados: 
 
 água destilada + 1-butanol 
 água destilada + etanol 
 água destilada + hexano 
 etanol + 1-butanol 
 etanol + hexano 
 1-butanol + hexano 
 H2O + I2+ hexano 
 ácido salicílico + etanol +água 
Sugira como deve-se proceder para separar cada uma dessas substâncias para que possam ser 
utilizadas no próximo semestre. 
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FOLHA DE DADOS – EXPERIMENTO 4.4 
 
Equipe:__________________________________________________ Turma:_______ 
Data:___/___/___ 
 
 
4.1 Miscibilidade de líquidos 
 
Solução Miscível Parcialmente 
miscível 
Imiscível Líquido mais 
denso 
5 mL H2O + 3 mL de etanol 
5 mL H2O + 3 mL de 1-butanol 
5 mL H2O + 3 mL de hexano 
5 mL de etanol + 3 mL de l-
butanol 
 
5 mL de etanol + 3 mL de 
hexano 
 
5 mL de 1-butanol + 3 mL de 
hexano 
 
 
 
4.2 Extração 
Observações: 
 
 
 
 
 
 
4.3 Precipitação 
Observações: 
 
 
 
 
 
 
 
4.4 Filtração 
Observações: 
 
 
 
 
 
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4.5 LEIS PONDERAIS E ESTEQUIOMETRIA 
 
1. Introdução 
 
 A química como ciência, apesar de suas limitações, tenta explicar as propriedades e as 
transformações das substâncias e chegar aos princípios da natureza. As substâncias na natureza 
quando reagem entre si, não o fazem ao acaso. Mas, elas se combinam dentro de princípios, ou 
normas, pré-definidos denominados de Leis das Combinações Químicas ou Leis Ponderais. A 
massa de um corpo (substância ou mistura de substâncias) foi uma das primeiras propriedades 
que o homem aprendeu a medir com a balança, assim as primeiras leis químicas estão baseadas 
na medida da massa das substâncias reagentes. 
 A estequiometria constitui-se na base para o estudo quantitativo das reações e 
substâncias químicas. É possível, de posse de uma equação balanceada que representa uma 
reação química, prever-se com extrema precisão as quantidades de cada produto gerado, ou 
ainda, determinar as quantidades necessárias de reagentes de modo a produzir determinada 
quantidade de produtos. Por fim, é possível calcular os rendimentos dos produtos e a eficiência 
geral do processo. 
 
2. Objetivos 
 
 Observar e comprovar as leis das transformações químicas ou leis ponderais das reações, 
especificamente a Lei da Conservação de Massa de Lavoisier e a Lei das Proporções Definidas 
de Proust. 
 Realizar cálculos estequiométricos tomando como base a equação balanceada da reação. 
 
Materiais 
Balão 
Bico de bunsen 
Erlenmeyer 
Espátula 
Palha de aço 
Pêra 
Pipeta volumétrica 5mL 
Placa de petry 
Tela de amianto 
Tripé 
Vidro de relógio 
 
Reagentes 
Ácido clorídrico (HCl) 
Bicarbonato de sódio (NaHCO3) 
 
Equipamentos 
Balança 
Bico de bunsen 
 
3. Procedimento Experimental 
 
3.1 Queima da palha de aço: 
 
 Inicialmente, coloque a placa de petry sobre a balança, espere alguns segundos até que 
ela se estabilize e, então, tare-a. Pegue um pedaço de palha de aço e abra-a com cuidado sobre 
a placa de petry. Inicie a queima. Observe cuidadosamente o que acontece com a massa. 
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 Repita o procedimento mais duas vezes utilizando diferentes massas para a palha de aço. 
Anote os valores da massa inicial e final da palha de aço. 
 
3.2 Produção de gás carbônico: 
 
 Em um erlenmeyer adicione 5 mL de ácido clorídrico. Em um balão de borracha 
(aqueles utilizados em festas) coloque uma espátula de bicarbonato de sódio, coloque o balão 
na boca do erlenmeyer com cuidado para não deixar cair o bicarbonato dentro do frasco. Após 
o balão estar bem preso, leve o sistema para a balança e verifique a massa, então derrube o 
conteúdo do balão no frasco e observe o que acontece, anote mais uma vez a massa. 
 Em um vidro de relógio coloque 0,5 g de bicarbonato de sódio. Pegue outro erlenmeyer 
e determine a sua massa vazio, adicione 5 ml de ácido clorídrico e meça novamente a massa. A 
esse sistema adicione o bicarbonato, após o término da reação determine a massa total. 
 
 
4. Resultados 
1)Para o item 3.1 construa uma tabela com as seguintes informações: 
 
Experimento Massa inicial (mi) Massa final (mf) Relação mi/mf 
 
 
 
2)Discuta os resultados obtidos no experimento 3.1. 
3) Escreva a equação química que representa a reação que ocorreu no experimento 3.1. 
4) Escreva a equação química que representa a reação que ocorreu no experimento 3.2. 
5) No procedimento 3.2 foram observadas diferenças nas massas nos sistemas aberto e fechado? 
Explique porque isso acontece. 
6) A partir da reação do bicarbonato de sódio com o ácido clorídrico, no sistema aberto, 
determine quanto de gás foi gerado. 
 
 
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4.6 PREPARO E PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES 
 
1. Introdução 
 
 Todas as amostras de matéria podem ser constituídas de uma substância (substância 
pura) ou da reunião (mistura) de duas ou mais substâncias. A substância pura é constituída de 
uma única espécie química e ela apresenta propriedades químicas e propriedades físicas 
características. Na mistura, cada uma das substâncias puras que a compõem, guardam as suas 
propriedades químicas e físicas. 
 A solução é uma mistura de duas ou mais substâncias que se diz homogênea, pois ela 
apresenta uma fase. Ela é formada por um solvente (ou dispersante) e um soluto (ou disperso). 
 O solvente é o componente que está em maior quantidade na mistura e, o soluto, está 
em menor quantidade. 
 Conforme a proporção soluto/solvente a solução será denominada de: 
 Solução diluída: quando a quantidade de soluto dissolvido é muito menor que a 
quantidade que pode ser dissolvida. 
 Solução concentrada: quando a quantidade de soluto dissolvido é grande, porém, menor 
que a quantidade máxima que pode ser dissolvida. 
 Solução saturada: contém o máximo de soluto disperso, ou dissolvido, em equilíbrio 
com o soluto sólido (não dissolvido) na solução. 
 
 A quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvida numa certa quantidade de 
solvente é denominada de solubilidade. Pode-se usar os termos solúvel, pouco solúvel ou 
insolúvel. 
 O termo miscibilidade (miscível) é a capacidade de uma mistura formar uma única fase 
em qualquer temperatura, pressão ou composição. 
 A relação entre a quantidade de soluto e a quantidade especificada de solvente ou de 
solução é denominada de concentração. 
 
1.1 Unidades de concentração 
 
 Concentração em quantidade de matéria: A unidade de medida da quantidade de 
matéria é o mol (n), sendo o mol uma unidade base do SI. A concentração em quantidade de 
matéria de uma solução é a quantidade de matéria por volume de solução, mol.L-1. 
 
𝑀 =
𝑛
𝑉
 
 
 
 
 
 
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 Concentração em porcentagem (%) de soluto na solução total: 
 
𝐶(𝑚 𝑚⁄ ) =
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙uto
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙ução
× 100 =
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙uto
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙uto + massa do solvente
 
𝐶(𝑚 𝑉⁄ ) =
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙uto
𝑣𝑜𝑙ume 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙ução
× 100 
 
𝐶(𝑉 𝑉⁄ ) =
𝑣𝑜𝑙ume 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙uto
𝑣𝑜𝑙ume 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙ução
× 100 
 
 Molalidade: A molalidade de uma solução é o número de mols de soluto por Kg de 
solvente. A unidade é mol.Kg-1. 
 
1.2 Diluição de soluções 
 
 A diluição é o processo de tornar uma solução menos concentrada, isto é, diminuir a 
concentração, diminuir a relação soluto/solvente. Assim, na prática, consiste em aumentar a 
quantidade de solvente, mantendo a mesma quantidade do soluto. Pode se usar as seguintes 
igualdades para determinar a quantidade de solvente a ser adicionado para a diluição a uma 
concentração desejada: 
 
𝐶1 × 𝑉1 = 𝐶2 × 𝑉2 ou 𝑀1 × 𝑉1 = 𝑀2 × 𝑉2 
 
2. Objetivos 
 
Preparar e padronizar uma solução de ácido 
 
Materiais 
02 Balão volumétrico de 100mL 
Balão volumétrico de 25mL 
Bastão de vidro 
Béquer de 250mL e 50mL 
Bureta de 25mL 
03 Erlenmeyer 
Garra 
Pêra 
Pipeta de Pasteur 
Pipeta graduada de 10mL 
Suporte universal 
 
 
 
 
Reagentes 
Ácido clorídrico conc. (HCl) 
Carbonato de sódio (Na2CO3) 
Indicador Alaranjado de metila 
 
EquipamentoS 
 
 
 
 
 
 
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3.Procedimento Experimental 
 
 Fazer os cálculos para determinar o volume de HCl concentrado necessários para 
preparar 100 mL de solução de HCl 2,0 mol. L-1. 
 Medir em uma bureta o volume de HCl concentrado calculado, escoar o volume para 
um béquer contendo água destilada. Sempre adicionar ácido concentrado em água. O volume 
deve ser o suficiente para depois fazer três a quatro lavagens com água destilada e transferindo 
para balão volumétrico de 100 mL com o auxílio do bastão de vidro. Completar o volume para 
100mL. Colocar a tampa no balão e homogeneizar. Guardar a solução em frasco etiquetado. 
 Preparar 100 mL de solução de HCl 0,1 mol. L-1 a partir da solução de HCl preparada 
anteriormente, utilizando balão volumétrico e uma pipeta adequada. 
 Descreva no seu caderno o procedimento utilizado e os cálculos realizados. 
 
 
 
 
 
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4.7 PADRONIZAÇÃO DAS 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 ou do equipamento, 
as falhas nas determinações de massa e de volume e a utilização de reagentes de baixo grau de 
pureza, entre outras. Através do processo de padronização, largamente empregado em 
laboratório de análise química, é possível verificar o quanto a concentração da solução 
preparada aproxima-se da concentração da solução desejada. 
 Existem substâncias com características bem definidas, conhecidas como padrões 
primários que são utilizados como referência na correção da concentração das soluções através 
do procedimento denominado padronização. 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 associados a 
pesagens sejam minimizados; 
 Deve apresentar alta solubilidade em água; 
 Deve possuir estabilidade ao ar, sob condições ordinárias, se não por longos períodos, 
pelo menos durante a pesagem. Não deve ser higroscópico e nem conter água de 
hidratação; 
 As reações que participa devem ser rápidas e praticamente completas; 
 Não deve formar produtos secundários no decorrer da reação. 
 
 
3.1 Padronização da solução de HCl (aq) 0,1 mol.L-1 
 
 Encher a bureta com a solução de HCl preparada pela equipe que deve ter uma 
concentração de aproximadamente 0,1 mol.L-1, zere-a recolhendo o excesso de solução em um 
béquer, de forma que o menisco fique na marca do zero. Certifique-se que a parte de baixo da 
torneira esteja cheia de líquido. Desta forma a bureta está pronta para ser utilizada na 
padronização. Separe o que sobrou do HCl para reutilizá-lo. 
 Prepare 100 mL da solução padrão de carbonato de sódio (Na2CO3) medindo 0,530 g 
em um béquer. Coloque 20 mL desta solução num erlenmeyer e adicione 2 ou 3 gotas de 
alaranjado de metila. 
 Titule esta solução gotejando a solução de HCl da bureta no béquer que contem a 
solução de carbonato de sódio, sob agitação, até a mudança de cor (alaranjado para vermelho). 
 Pare de gotejar HCl e anote o volume gasto, lendo direto na bureta. Encha novamente a 
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33 
 
bureta com HCl, zere-a e repita a titulação, utilizando outros dois erlenmeyer.Anote os volumes 
gastos em cada titulação. 
Obs: Você deve parar de gotejar HCl assim que a cor ficar permanente. 
Descartar os resíduos das soluções tituladas na pia. A solução de HCl não precisa ser descartada, 
pois, será utilizada no procedimento b; 
 
4. Resultados e Questionário 
Anote os resultados no caderno e faça a discussão baseada nas questões propostas: 
1) Mostre por que a igualdade M1•V1 = M2•V2 é válida. Dica: mostre o que é igual. 
2) Calcule a concentração molar real do HCl utilizado. 
3) Escreva as equações químicas de neutralização. 
4) Discuta porque os resíduos gerados neste experimento podem ser descartados na pia. 
 
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4.8 DETERMINAÇÃO DA CONCENTRAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO DE NaOH 
(TITULAÇÃO) 
 
 
1. Introdução 
 Uma titulação é um processo em que se determina a quantidade de uma substância em 
solução, medindo-se a quantidade necessária de um reagente para reagir completamente com 
toda a substância. Normalmente, isto é feito adicionando-se, controladamente, um reagente de 
concentração conhecida à solução da substância, ou vice-versa, até que se julgue que ela reagiu 
por completo. Então, através do volume de reagente adicionado e da sua concentração, 
determina-se a quantidade de matéria de reagente consumido; em seguida, através da 
estequiometria da reação (equação balanceada), determina-se a quantidade de matéria da 
substância e, se conhecido o volume de solução que a continha, a concentração da solução. 
 
2. Objetivos 
 
 Determinar o teor de NaOH na soda cáustica por titulação; 
 Compreender os princípios da técnica de titulação; 
 
3.Materiais 
Balão volumétrico de 500mL 
Bastão de vidro 
02 Béquer de 50mL 
Bureta de 25mL 
03 Erlenmeyer 
Espátula 
Garra 
Pipeta de Pasteur 
Pisseta 
Suporte universal 
 
Reagentes 
Indicador Fenolftaleína 
Soda cáustica 
Solução padronizada de HCl da aula anterior 
 
Equipamentos 
Balança analítica 
 
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4.Procedimento experimental 
 
 a) Para determinar o teor de NaOH na soda cáustica, preparar uma solução de soda 
cáustica. Meça 2,500 g de soda cáustica e dilua em balão volumétrico de 500 mL, complete 
com água destilada até a marca. 
 b) Com o auxílio de um béquer transferir um pouco da solução padronizada de HCl 
(padronizado na aula anterior com concentração de aproximadamente 0,1 mol.L-1), para a 
bureta e enxaguá-la. Repetir a operação mais 2 vezes e descartar a solução utilizada. Encher a 
bureta com a solução de HCl e zere-a recolhendo o excesso de solução em um béquer, de forma 
que o menisco fique na marca do zero. Certifique-se que a parte de baixo da torneira esteja 
cheia de líquido. Desta forma a bureta está pronta para ser utilizada. Separe o que sobrou do 
HCl para reutilizá-lo. 
 c) Coloque 10 mL da solução de soda caustica (preparada na letra a) em um erlenmeier. 
Adicione três gotas de fenolftaleína e titule com HCl até o ponto de viragem do indicador. Leia 
e anote o volume de HCl gasto. 
 d) Encher novamente a bureta com HCl, zere-a e repita a titulação do NaOH mais 2 
vezes. 
 
5. Resultados 
 
Anote os resultados no caderno e faça a discussão baseada nas seguintes questões: 
1) Escreva a reação química envolvida. 
2) Determine o teor de NaOH na soda cáustica. 
3) Porque é necessário utilizar o HCl padronizado na titulação? 
4) Qual a função da fenoftaleína na reação? 
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4.9 PREPARO DE SOLUÇÕES E REAÇÃO DE PRECIPITAÇÃO 
 
1. Introdução 
 
 Ao misturarmos duas soluções aquosas na forma iônica um precipitado pode ser 
formado. Para que um precipitado sólido seja formado a concentração dos íons, em solução, 
deve estar em quantidade suficiente para superar o produto de solubilidade do precipitado que 
se formará a uma determinada temperatura. Um sal pouco solúvel (precipitado) apresenta um 
produto de solubilidade bastante baixo a uma determinada temperatura. 
 O produto de solubilidade é como se chama a constante de equilíbrio para um equilíbrio 
de solubilidade entre um sólido e sua forma dissolvida. 
 
2. Objetivos 
 
 Nesta experiência você vai preparar duas soluções aquosas e através da reação entre ela 
vai obter um produto da reação que precipitará na forma de sólido. Você determinará a 
quantidade de precipitado formado. 
 
Materiais 
2 Espátulas 
2 Béqueres de 100mL 
Bastão de vidro 
Pisseta 
Balão volumétrico de 25mL 
Pipeta de pasteur 
Papel filtro 
Funil 
Argola 
Suporte universal 
Vidro de relógio 
 
Reagentes 
Ácido clorídrico conc. (HCl) 
Cloreto de bário (BaCl2) 
Sulfato de potássio (K2SO4) 
 
Equipamentos 
Chapa de aquecimento 
Estufa 
Balança 
Dessecador
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3. Procedimento Experimental 
 
 3.1 Preparação da solução 1 
 Em um béquer de 100 mL limpo e seco pese cerca de 0,6 g do sal sulfato de potássio. 
Adicione com o auxílio de um bastão de vidro cerca de 5 mL de água destilada. Após dissolver 
o sal transfira a solução para um balão volumétrico de 25,00 mL. Lave o béquer várias vezes 
com pequenas porções de água (2 a 3 mL) e vá adicionando toda esta água para o balão 
volumétrico. Por fim lave também o bastão de vidro e transfira também a água para o balão 
volumétrico. 
 Adicione ao balão volumétrico 20 gotas de ácido clorídrico concentrado, use para isso 
uma pipeta Pasteur. Complete o balão volumétrico até a sua marca de aferição. 
 
3.2 Preparação da solução 2 
 Em um béquer de 100 mL limpo e seco pese cerca de 1,0 g do sal cloreto de bário. 
Proceda da mesma maneira utilizada para preparar a solução 1. 
 
MAS NÃO ADICIONE O ÁCIDO CLORÍDRICO A ESTA SOLUÇÃO. 
 
3.3 Fazendo a reação 
 Transfira a solução 1 para um béquer de 100 mL. Aqueça a solução até a ebulição em 
uma chapa de aquecimento. Retire o béquer do aquecimento. 
 Adicione a solução 2 em pequenas porções (de cerca de 1 mL) sob constante agitação 
com um bastão de vidro. Tome cuidado para não se queimar e nem perder solução para fora do 
béquer durante a agitação. 
 Observe o que acontece quando se adiciona a solução 2 na solução 1. 
 Após misturar as duas soluções, deixe descansar por alguns minutos até que a mistura 
esfrie. Enquanto aguarda o esfriamento da suspensão, determine a massa do papel de filtro. 
 Após o resfriamento proceda a filtragem do sólido formado para a separação do 
sobrenadante, para isso dobre o papel filtro conforme indicado na Figura 1. 
 
 
 Coloque-o no funil e umedeça com um pouco de água destilada. Filtre a suspensão 
conforme indicado na Figura 2. O filtrado (o líquido que atravessou o papel de filtro) deve ser 
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38 
 
recolhido em um béquer, no entanto ele não será utilizado. Lave o sólido contido no papel de 
filtro com duas ou três pequenas porções de água. 
 Deixe o sólido escorrer bem e apresentar aparência de seco. Transfira o papel de filtro 
contendo o sólido, com cuidado para que não ocorra perda (transferência quantitativa), para um 
papel absorvente e pressione de leve este papel no papel de filtro para que o excesso de água 
seja absorvido. 
 Tome cuidado para não perder nenhum sólido. Transfira então o papel de filtro para um 
vidro de relógio cuja massa tenha sido também determinada previamente, em que tenha sido 
marcada a identificação da sua turma e equipe. 
 
3.4 Secagem do sólido 
 Leve o seu vidrode relógio até a estufa de secagem. Deixe o sólido secar pelo tempo 
recomendado pelo professor. Enquanto espera a secagem do sólido faça as anotações de tudo o 
que foi visto e faça os cálculos da quantidade de sólido estimada caso você tivesse 100% de 
rendimento da reação de precipitação. 
 
3.5 Determinação da massa do sólido 
 Após secagem do sólido, com cuidado usando luvas apropriadas ou conforme instruções 
do professor remova o vidro de relógio da estufa e leve a um dessecador onde ficará até estar 
completamente frio. Após isso, determine a massa do conjunto (papel + vidro de relógio + 
sólido). Anote o valor em seu caderno. 
 
Descarte no local apropriado o material sólido produzido e todos os resíduos gerados no 
experimento. Limpe o material utilizado. 
 
4. Resultados e Questionário 
 
No caderno 
1- Escreva o nome de todos os reagentes utilizados assim como suas fórmulas moleculares. 
2- Calcule a concentração em massa g/mL da solução 1 e 2. 
3- Escreva a equação química balanceada da reação química ocorrida no experimento. 
4- Calcule a massa de precipitado que deve ser formada caso a reação ocorra com 100% de 
rendimento. 
5- Calcule o rendimento da reação e determine o reagente limitante. 
 
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4.10 SEPAPAÇÃO DE UMA MISTURA 
 
1.Introdução 
 Uma mistura pode ser definida como uma associação de duas ou mais substâncias 
diferentes. Na natureza a maioria dos materiais encontrados não são substâncias puras, e sim 
misturas de mais de um tipo de molécula na sua constituição. Essas espécies químicas presentes 
na mistura são denominadas componentes. São inúmeros os métodos de separação, e cada um 
tem uma finalidade específica, dependendo das características dos materiais a serem separados. 
Quando surge a necessidade de separar os componentes de uma mistura é necessário a 
observação de alguns fatores tais como: 
a) Se a mistura é homogênea ou heterogênea. 
b) Seu estado físico: sólido, líquido ou gasoso. 
c) As propriedades físicas dos materiais que constituem a mistura como pontos de fusão e 
ebulição, densidade e solubilidade. 
 Conhecendo as características da mistura a ser separada, é possível definir a partir disso 
qual o melhor método para a sua separação. Alguns métodos de separação que um químico 
precisa conhecer são: cristalização, extração por solvente que também é conhecida como 
dissolução fracionada, catação, separação magnética, peneiração, ventilação, levigação, 
flotação, decantação, filtração, evaporação, sublimação, destilação simples e destilação 
fracionada. Nesta prática será utilizada uma técnica para separar uma mistura de areia, sulfato 
de ferro III e iodo baseando-se na diferença de solubilidade destas substâncias em dois 
solventes: água e etanol. 
 Na maioria das vezes, não basta apenas separar os componentes de uma mistura. É 
preciso também, atestar a pureza do material isolado. Para isso são utilizadas algumas 
propriedades físicas da matéria: densidade, ponto de fusão, ponto de ebulição, índice de 
refração, etc. 
 O ponto de fusão pode ser utilizado para identificar a pureza de sólidos orgânicos 
comparando-se os valores encontrados na literatura com os observados no intervalo de 
temperatura durante a fusão do sólido de interesse. Normalmente, o ponto de fusão (PF) é 
constituído de um intervalo de temperatura, onde a temperatura inicial é aquela em que os 
primeiros cristais se fundem e a final é aquela em que todos os cristais estão liquefeitos. Os 
sólidos puros, em geral, possuem um intervalo de fusão muito pequeno, em torno de no máximo 
2°C. Uma pequena quantidade de impureza na amostra é suficiente para aumentar 
consideravelmente seu intervalo de fusão. 
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40 
 
 Todos os sólidos cristalinos puros possuem ponto de fusão bem definido, o que lhes 
caracteriza e obviamente, é comum existirem compostos diferentes com pontos de fusão iguais. 
Por isso, no caso de identificação de um composto, devemos verificar várias propriedades 
físicas para não cometermos erros. 
2. Objetivos 
 Separar os componentes de uma mistura baseada na diferença de solubilidade em água 
e etanol. 
 Identificar a pureza do iodo utilizando a medida do PF. 
 Aprender algumas técnicas de laboratório: filtração, aquecimento de líquidos e sólidos 
e determinação de pontos de fusão. 
 
Materiais 
Água destilada 
Areia 
Argola 
Bastão de vidro 
3 Béqueres de 50mL 
Espátula 
Funil 
Papel de Filtro 
Pisseta 
 
Suporte universal 
3 Tubos de ensaio 
 
Reagentes 
Etanol P.A. (álcool etílico) 
Iodo (I2) 
Sulfato de ferro (III) (Fe2(SO4)3) 
 
Equipamento
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41 
 
3. Procedimento Experimental 
 
3.1 PARTE I – Teste de solubilidade 
 Realizar teste de solubilidade dos sólidos a serem separados nos solventes 
disponíveis, colocando uma ponta de espátula de cada uma das substâncias em tubos de 
ensaios diferentes (caso necessário, triture os cristais maiores com um bastão de vidro) e 
adicione um pequeno volume de solvente. Agite e anote os resultados obtidos. 
 
Tabela 1 – Solubilidade das amostras testadas. 
Substâncias Solventes 
Água Etanol 
Areia 
Iodo 
Fe2(SO4)3 
 
 A partir dos resultados obtidos no teste de solubilidade, construa um fluxograma 
para proceder à separação da mistura que contém areia, iodo, sulfato de ferro II 
4.11 SEPARAÇÃO DE MISTURA (CONTINUAÇÃO) 
 
3.2 PARTE II – Separando a mistura 
 A partir do fluxograma elaborado, realizar a separação da mistura de areia, iodo e 
sulfato de ferro III. Em um béquer adicione cerca de 3,5 gramas dessa mistura, a seguir, 
de acordo com seu fluxograma elaborado proceda a separação da mistura. Ao término da 
separação, efetue a evaporação do etanol, que deve ser realizada com cuidado em uma 
chapa de aquecimento. Na sequência, após a evaporação do solvente, o ponto de fusão da 
substância separada nesta etapa deve ser determinado com auxílio do equipamento para 
determinação do ponto de fusão. 
 
4 Análise e Discussão dos Resultados: 
 
1) Temperatura de fusão da Iodo puro:_____°C 
2) Temperatura de fusão do iodo separado da mistura:____°C. 
3) Compare a temperatura de fusão da Iodo puro com a temperatura de fusão do iodo 
separado da mistura no experimento. O que você pode concluir a partir das 
determinações do ponto de fusão? 
4) Qual (ais) componentes da mistura são solúveis em água? 
5) Qual (ais) componentes da mistura são solúveis em etanol? 
6) O que aconteceu quando você adicionou etanol à mistura de sólidos? 
7) Descreva a aparência do(s) material(ais) que permaneceu(ram) no béquer após a 
evaporação do solvente? 
8) Você conseguiu separar efetivamente a mistura? 
9) Quais técnicas de separação foram utilizadas no processo de separação da mistura? 
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42 
 
10) Analisando as etapas de separação no fluxograma, classifique as misturas como 
homogênea ou heterogênea. 
11) Que técnica poderia ser usada para obter o sulfato de ferro III puro? 
12) Considerando a mistura inicial: Qual procedimento de separação poderíamos adotar 
se fôssemos separar somente o sulfato de ferro III? 
13) Quais propriedades físicas são usadas para separar os componentes de uma mistura 
por (a) filtração e (b) destilação. 
 
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4.12 EXTRAÇÃO DE ÓLEO ESSENCIAL 
 
Objetivos: 
-