QUIMICA GERAL E INORGANICA EXPERIMENTAL

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UNIVERSIDADE FEDERAL DA PARAÍBA 
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA NATUREZA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
 
 
 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
 
 
 
 
 
QUÍMICA GERAL INORGÂNICA 
EXPERIMENTAL 
 
 
 
JOÃO PESSOA 
2008 
 
 
UFPB – Universidade Federal da Paraíba 
CCEN – Centro de Ciências Exatas e da Natureza 
Departamento de Química 
Química Geral e Inorgânica Experimental 
 
 
 
 
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Aula Prática Nº 01 
 
NORMAS DE SEGURANÇA E EQUIPAMENTOS BÁSICOS DE LABORATÓRIO 
 
Objetivos 
 
� Conhecer as normas de segurança 
� Relacionar acidentes mais comuns em laboratório 
� Tomar conhecimento de primeiros socorros 
� Conhecer os equipamentos básicos de laboratório e suas regras básicas de 
utilização, limpeza e conservação. 
 
Normas de Segurança 
 
 A ocorrência de acidentes em laboratório, infelizmente, não é tão rara como possa 
parecer. Com a finalidade de diminuir a freqüência e a gravidade desses eventos, torna-se 
absolutamente imprescindível que durante os trabalhos realizados em laboratório se 
observe uma série de normas de segurança. 
 
01- O laboratório é um de trabalho sério. Trabalhe com atenção, método e calma. 
02- Prepara-se para realizar cada aula, lendo antes os conceitos referentes ao assunto a 
ser dado e a seguir leia o roteiro da prática. 
03- Faça apenas as experiências indicadas nos roteiros das práticas. Não faça misturas de 
reagentes por sua própria iniciativa. Consulte o professor sempre que tiver dúvida 
quanto ao uso de algum reagente. 
04- Use um avental (ou jaleco) apropriado. 
05- Não se deve comer ou beber em um laboratório, pois há o risco de ingestão de 
substâncias tóxicas. Também não se deve fumar, pois existe a possibilidade de provocar 
incêndio. 
06- Se algum ácido ou qualquer outro produto químico for derramado, lave o local 
imediatamente com bastante água. 
07- Evite contato de qualquer substância com a pele (evite passar os dedos na boca, nariz, 
olhos e ouvidos). Se alguma substância cair na sua pele, lavar imediatamente com 
bastante água. Seja particularmente cuidadoso quando manusear substâncias corrosivas 
como ácidos e bases concentrados. 
08- Nunca tente sentir o sabor de algum produto químico ou solução. 
09- Quando for testar um produto químico pelo odor (por exemplo: amônia) não coloque 
seu rosto diretamente sobre o recipiente que o contém. Em vez disso, com a sua mão, 
desloque um pouco dos vapores que se desprendem do recipiente em direção ao seu 
nariz. 
10- Não deixe vidro quente em local que possam pegá-lo inadvertidamente. 
11- Só deixe sobre a mesa o bico de gás aceso quando estiver sendo utilizado. 
12- Tenha cuidado com os reagentes inflamáveis. Não os manipule em presença de fogo. 
13 Ao término dos trabalhos onde haja aquecimento, feche com cuidado as torneiras de 
gás a fim de evitar escapamento. 
14- Não trabalhe com material imperfeito. 
15- Os tubos de ensaio contendo líquidos devem ser aquecidos pela parte do meio e não 
pelo fundo e utilize pinça de madeira para esta finalidade. Quando aquecer uma 
 
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substância num tubo de ensaio, não volte extremidade aberta do mesmo para si ou para 
uma pessoa próxima. 
16- Não jogue nenhum material sólido dentro da pia ou nos ralos e sim nos cestos de lixo. 
17- Leia com atenção o rótulo do frasco do reagente antes de usá-lo a fim de certificar-se 
que apanhou o frasco certo. Segure o frasco pelo lado que contém o rótulo, evitando 
assim que o reagente escorra sobre este. 
18- Todas as experiências que envolvem a liberação de gases ou vapores tóxicos devem 
ser realizadas na câmara de exaustão (capela). 
19- Sempre que for diluir um ácido concentrado, adicione-o lentamente e sob agitação, 
sobre a água e nunca faça o contrário. 
20- Quando qualquer frasco de reagente for aberto, deve-se colocar sua tampa, sobre a 
mesa, virada para cima ou segura-la entre os dedos a fim de se evitar contaminação. 
Após o reagente ser usado fechar novamente o frasco. 
21- Uma porção qualquer do reagente retirada do frasco de estoque jamais poderá 
retornar ao mesmo. O aluno deverá aprender a estimar a quantidade que necessita, 
para evitar desperdícios, retirando dos frascos reagentes apenas o necessário. 
22- No caso de reagentes sólidos: uma espátula usada para retirar um reagente de um 
frasco só poderá ser usada, para manipulação de outro reagente, após perfeitamente 
lavada e seca. 
23- No caso de reagentes líquidos: não introduzir pipetas, conta-gotas, etc. nos frascos 
que os contêm. Verter o reagente líquido a ser medido no recipiente em que ele será 
usado ou então em um becker limpo e seco, para ser transferido ou pipetado. 
24- Localize os extintores de incêndio e familiarize-se com o seu uso. 
25- Certifique-se do bom funcionamento dos chuveiros de emergência. 
26- Sempre que possível, trabalhe com óculos de proteção. 
27- Dedique especial atenção a qualquer operação que necessite de aquecimento 
prolongado ou que desenvolva grande quantidade de energia. 
28- Ao se retirar do laboratório, verifique se não há torneiras (água ou gás) abertas. 
Desligue todos os aparelhos, deixe todo o equipamento limpo e nos seus devidos lugares 
e lave as mãos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Acidentes mais Comuns em Laboratório e Primeiros Socorros 
 
Acidentes por agentes físicos 
 
Produtos Químicos inflamáveis em combustão 
 
Se durante um processo químico que ocorre no interior de um béquer ou qualquer 
outro frasco de vidro ocorrer a queima de um produto químico, primeiramente retire a 
fonte de calor e retire o oxigênio, tampando o frasco com pano úmido ou vidro de relógio 
(pode também utilizar amianto ou extintores CO2. Se a fonte de energia for corrente 
elétrica, nunca utilize água, mesmo após desligar a corrente. Se o combustível for óleo, 
utilize areia com bicarbonato de sódio ou cloreto de amônio. Se ocorrer a queima da roupa 
de um operador, não faça correr, abafe-o com o cobertor ou leve ao chuveiro, se estiver 
perto. 
Notar bem que: 
a) tetracloreto de carbono não deve ser usado em presença de sódio ou potássio, pois 
pode ocorrer uma explosão violenta; o laboratório deve ser imediatamente 
ventilado, a fim de dispensar o fosgênio formado, que é altamente tóxico. 
b) Em caso de pequenas queimaduras com fogo ou material aquecido, deve ser feita a 
aplicação, no local, da pomada picrato de butesin. Caso esta não seja disponível, 
pode-se usar vaselina ou simplesmente ácido pícrico. 
c) Em caso de corte, o ferimento deve ser desinfectado com antiséptico. Para diminuir 
o sangramento, pode ser usada uma solução diluída de cloreto férrico (FeCl3), que 
tem propriedades coagulantes; e 
d) Em caso de vidro nos olhos, remover os cacos cuidadosamente com pinça ou com 
auxilio de um copo lava-olho. Procurar o médico imediatamente. A irritação que se 
segue, em geral para pequenos acidentes, pode ser aliviada, colocando-se uma 
gota de óleo de rícino, pode ser aliviada, colocando-se uma gota de óleo de ricínio 
nos cantos de olhos. 
 
Acidentes por agentes químicos 
 
 Ácidos 
Queimaduras com ácido são usadas por forte ardência, havendo corrosão dos tecidos. 
As lesões com H2SO4 e HNO3 aparecem respectivamente, com a coloração esbranquiçada 
ou amarelada. Deve-se providenciar imediatamente aneutralização do ácido. Em caso de 
ingestão é recomendado um neutralizante via oral, como leite de magnésia, solução de 
óxido de magnésio ou até mesmo água de cal. Quando o ácido ataca a pele ou mucosa 
oral é indicada a lavagem abundante do local com solução de sulfato de magnésio 
(MgSO4), bicarbonato de sódio (NaHCO3) ou até mesmo amônia (NH4OH), sendo esta 
utilizada apenas para queimadura forte. Para queimaduras graves, aplicar um 
desinfetante, secar a pele e cobrir com pomada à base de picrato. No caso de atingir os 
olhos, deve se lavar abundantemente com uma solução de borato de sódio (Na3BO3) ou 
bicarbonato de sódio a 5%. Se o ácido for concentrado lavar primeiro com grande 
quantidade de água e continuar com a solução de bicarbonato. No caso de ingestão é 
totalmente contra-indicada a indução do vômito. 
 
 
 
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Álcalis 
Em caso de ingestão, tomar imediatamente uma solução diluída de acido acético 
(vinagre ou suco de frutas cítricas), sendo contra-indicado a indução do vômito. Em caso 
de contato com a pele, lavar a região atingida imediatamente com bastante água corrente 
(retirar a roupa do acidentado, se esta também foi atingida, enquanto a água é jogada por 
baixo da roupa). Tratar com solução de ácido acético 1% e novamente lavar com bastante 
água. Se os olhos forem atingidos, lave-os com água corrente a baixa pressão, durante 
cerca de dez minutos, com as pálpebras abertas, e depois os lave com solução de ácido 
bórico a 1%. Procure um médico imediatamente. 
 
Cianetos ou Cianuretos 
O combate deve ser rápido e preciso, caso contrário é inútil. Deve-se usar o seguinte 
sistema: 
a) soluções com vapores de nitrito de amilo enquanto são preparadas as duas soluções 
seguintes; 
b) solução de nitrito de sódio (NaNO2) a 3%, injetado intravenosamente na quantidade de 
6 a 8 mL por m2 de superfície corporal. As aplicações devem ser feitas num ritmo de 2,5 a 
5,0 mL por minuto; e 
c) administração de 5,0 ML de solução de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) a 25%, também 
por via intravenosa. 
 
Compostos de Chumbo 
 
O tratamento desta intoxicação não exigente de pronta ação, como no caso dos 
cianetos, deve ser feito pela assistência médica. É contra-indicada a ingestão de leite. 
 
Compostos de Mercúrio 
 
A administração do leite ou clara de ovo provoca a precipitação de íons Hg2+, podendo 
evitar a morte. Deve ser providenciada imediatamente a assistência médica. 
 
Compostos de Antimônio 
 
É de suma importância provocar imediatamente o vômito, quer por excitação direta da 
faringe com o dedo, quer pela administração de uma substância que desencadeie este 
reflexo. 
 
Compostos de Cobre 
 
Geralmente provocam a própria eliminação, assim como o sulfato de cobre (CuSO4), 
altamente irritante para a mucosa gástrica, desencadeia o vômito que o elimina. 
 
Compostos de Arsênio 
 
A vítima apresenta vômitos, diarréia e cãibras musculares. É indicado a provocação do 
vômito, pela ingestão de uma colher de chá de mostarda ou uma colher das de sopa de 
cloreto de sódio ou sulfato de zinco, dissolvido num copo de água quente. È contra-
indicado a ingestão de leite. 
 
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Monóxido de carbono 
 
Sua intoxicação crescente não implica no aparecimento imediato de dispnéia fisiológica, 
que é sinal de alarme mais comum em uma asfixia. O que existe é uma depressão 
crescente da consciência. A remoção da vítima para fora do ambiente é a primeira medida, 
sendo esta medida na maioria dos casos suficiente. Em graus mais altos de intoxicação é 
recomendado a respiração de oxigênio. 
 
Gás Sulfídrico ou Ácido Sulfídrico 
Como providencia imediata deve ser abandonado o local e posteriormente uma inalação 
de amônia a 5%. 
 
Bromo, Cloro e Iodo 
 
Em acidentes com vapores de bromo deve ser abandonado imediatamente o local e a 
inalação com gás amoníaco ou gargarejo com bicarbonato de sódio. Dar ao paciente 
pastilhas à base de eucalipto ou essência diluída de menta pipérica ou de canela, para 
aliviar a traquéia e os pulmões. Se a respiração ficar suspensa, aplicar respiração artificial. 
Em acidentes de bromo é eficaz a administração oral de leite ou albumina. Na pele o 
contato é combatido usando amônia diretamente. Nos olhos, deve-se lavar continuamente 
com grande quantidade de água, e em seguida com solução de bicarbonato de sódio. Pode 
se também lavar imediatamente a parte afetada com éter de petróleo (PE=100°C) à 
vontade, friccionando a pele com glicerina. Decorrido algum tempo remover a glicerina 
superficial e aplicar uma pomada à base de acriflavina ou de picrato de bustesin. Em 
acidentes com iodo é indicado a imediata inalação com éter sulfúrico. 
 
Fenol ou Acido Fênico 
 
Em caso de ingestão, recomenda-se, por via oral, uma solução de álcool a 55°GL, ou 
bebidas de forte teor alcoólico como uísque e o conhaque. 
 
Álcool Metílico 
 
Deve ser provocado o vômito de álcool etílico diluído ou de bebidas alcoólicas fortes e 
seu contato com a pele deve ser evitado. 
 
Queimaduras por Sódio Metálico 
 
Remover cuidadosamente com o auxilio de uma pinça quaisquer fragmentos do sódio 
que restarem. Lavar à vontade com água, seguido de uma solução de acido acético 1% e 
cobrir com gaze umedecida em óleo de oliva. 
 
Fósforo 
 
Lavar bem com água fria e tratar com solução de nitrato de prata a 1%. 
 
 
 
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 Sulfato de Metila 
 
Lavar imediatamente e à vontade com solução de amônia concentrada, friccionando 
suavemente com chumaço de algodão umedecido em solução de amônia concentrada. 
 
Substâncias orgânicas na pele 
 
Lavar a vontade com álcool, depois com sabão e água quente. 
 
 
Cortes 
 
Cortes Pequenos 
Deixe sangrar por alguns segundos. Verifique se há ainda fragmentos de vidro. 
Desinfete o local e coloque atadura. 
 
Cortes Maiores 
Desinfete e procure estancar o sangue, fazendo pressão logo cima do corte, no máximo 
cinco minutos. Se necessário, procure um médico. 
 
Fragmentos de Vidro nos Olhos 
 
Remova os pedaços maiores com todo o cuidado possível, usando pinça ou lavando o 
olho com água corrente em abundância. Chame imediatamente um médico. 
 
A T E N Ç Ã O: Em caso de acidente de qualquer natureza, é indispensável manter a 
calma e agir com rapidez e precisão. É preferível evitar que os acidentes aconteçam, 
observando sempre as medidas de segurança. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EQUIPAMENTOS DE SEGURANÇA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Equipamentos Básicos de Laboratório: utilização, limpeza e conservação 
 A execução de qualquer experimento na Química, envolve geralmente a utilização 
de uma variedade de equipamentos de laboratório, a maioria muito simples, porém com 
finalidades específicas. O emprego de um dado equipamento ou material depende dos 
objetivose das condições em que a experiência será executada. Contudo, na maioria dos 
casos, a seguinte correlação pode ser feita: 
 
Materiais de Vidro 
 
01-Tubo de ensaio − utilizado principalmente para efetuar reações químicas em pequena 
escala. 
Pode ser aquecido, com cuidado, diretamente sobre a chama do bico de Bunsen. 
02- Becker − recipiente com ou sem graduação, utilizado para dissolver substâncias, 
efetuar reações, aquecer líquidos, efetuar pesagens, deixar substâncias em repouso, 
etc. Pode ser aquecido sobre tripé com tela de amianto. 
03- Erlenmeyer − utilizado para aquecer líquidos, fazer reações, dissolver substâncias e 
fazer titulações (uma vez que sua forma cônica evita perdas de líquidos por agitação). 
Pode ser aquecido, com cuidado, diretamente sobre a chama do bico de Bunsen. 
04- Proveta ou cilindro graduado − usado para medidas aproximadas de volumes de 
líquidos. Não pode ser aquecido. 
05- Pipetas − recipientes calibrados para medida precisa de volume de líquidos. Existem 
dois tipos de pipetas: pipeta graduada (utilizada para escoar volumes variáveis de 
líquidos. Esta pipeta é usada para medir pequenos volumes e tem pouca aplicação 
sempre que se quer medir volumes líquidos com elevada precisão) e pipeta volumétrica 
(utilizada para escoar volumes fixos de líquidos). Não podem ser aquecidas. 
06- Bureta (com torneira de vidro) − equipamento calibrado para medida precisa de 
volume de líquidos. É utilizada em análises volumétricas. Existem também as buretas 
automáticas, que possuem dispositivos pelos quais o líquido é levado até seu interior 
automaticamente. 
07- Balão volumétrico − recipiente calibrado, de precisão, destinado a conter um 
determinado volume de líquido, a uma dada temperatura (geralmente 20°C), podendo 
ser utilizado sem erro apreciável, a temperaturas mais ou menos 8°C acima ou abaixo 
da indicada. É Utilizado no preparo de soluções de concentrações definidas. Possui o 
traço de aferição situado no gargalo do balão e tem fundo chato. 
08- Balão de fundo chato e de fundo redondo − usados para aquecer líquidos e fazer 
reações com desprendimentos gasosos. Podem ser aquecidos sobre tripé com tela de 
amianto. 
09 -Kitassato − recipiente munido de saída lateral e usado em filtração a vácuo. 
 
10 -Funil de adição – utilizado para adição de reagentes em um sistema reacional. 
11 -Funis de separação (ou de decantação) − usados para separar líquidos imiscíveis. 
12 -Dessecador − utilizado no armazenamento e resfriamento de substâncias quando se 
necessita de uma atmosfera com baixo índice de umidade. Também pode ser utilizado 
para manter as substâncias sob pressão reduzida. 
 
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13 -Condensadores – usados para condensar os vapores nas destilações e nos 
aquecimentos sob refluxo. 
14 -Funil de vidro − utilizado na transferência de líquidos e nas filtrações simples. O funil 
com colo longo e estrias é chamado de funil analítico. 
15 -Conectores – utilizado para montagem de aparelhos e interligações. 
16 -Vidro de relógio − usado para cobrir becker, pesar sólidos e evaporar líquidos. 
17- Bastão de vidro ou baqueta − cilindro maciço de vidro, usado para agitar e facilitar as 
dissoluções, na transferência de líquidos, além de auxiliar nas filtrações, etc. 
18- Pesa-filtro – indicado para a pesagem de sólidos quando o composto é higroscópico. 
 
Materiais de Porcelana 
 
01- Funil de Büchner − utilizado em filtração a vácuo, devendo ser acoplado a um 
kitassato. Sobre a placa perfurada deve ser colocado um papel de filtro de diâmetro 
menor que o da placa. 
02- Cápsulas − usadas em evaporações e secagens; podem também ser utilizadas em 
estufas. 
03- Cadinho − usado para aquecimentos a seco (calcinações) no bico de Bunsen e mufla. 
04- Almofariz e pistilo − usados na pulverização e trituração de sólidos. 
 
Materiais Metálicos 
 
01- Suporte universal − 
02- Anel ou argola – 
03- Garras − São usados na sustentação de várias peças, tais como funil de vidro e de 
decantação, condensadores, etc. 
04 -Tripé − usado para sustentar a tela de amianto. 
05 -Tela de amianto − tela metálica, contendo amianto, utilizada para distribuir 
uniformemente o calor, durante o aquecimento de recipientes de vidro à chama de um 
bico de gás. 
06- Espátulas e colheres − usadas para transferir substâncias sólidas. Podem ser 
encontradas em porcelana, aço inoxidável e níquel. 
07- Pinça metálica casteloy − usada para segurar objetos aquecidos. 
08-Pinça de Mohr e de Hoffman − usadas para impedir ou diminuir a passagem de gases 
ou de líquidos através de tubos flexíveis. 
 
Materiais de Aquecimento 
 
01- Bico de gás (Bunsen) − fonte de calor destinado ao aquecimento de materiais não 
inflamáveis. No caso de materiais inflamáveis, usa-se a “manta elétrica”. 
02- Manta de aquecimento − é encontrada em vários modelos. É usada para aquecimento 
com temperatura controlada. 
03- Banho-maria − usado para banho de aquecimento. Geralmente é equipado com 
termostato. 
 
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04- Mufla ou forno − produz altas temperaturas. É utilizada, em geral, na calcinação de 
substâncias. Alcança até 1500°C. 
05- Estufas − aparelhos elétricos, controlados por termostatos, que permitem 
temperaturas de 40°C a 300° C. São empregadas, em geral, na secagem de materiais, 
entre outras funções. 
06- Placa de Aquecimento – fonte de aquecimento para sistemas reacionais diversos, 
geralmente vem com sistema de agitação magnética. 
 
Materiais Diversos 
01- Balança − Instrumento para determinação de massa (pesagem). Como exemplos 
temos: 
 Balança analítica elétrica − é encontrada com precisão de cinco casas decimais 
(centésimos de miligrama) e as mais comuns com quatro casas decimais (décimos de 
miligrama). Balança romana (um prato) −−−− usada em pesagens de pouca 
precisão. 
02 -Centrífugas manual e elétrica − usadas para acelerar a sedimentação. 
03 -Bomba de vácuo – utilizada para acelerar as filtrações realizadas sob vácuo. 
04 -Pisseta − recipiente geralmente contendo água destilada ou outros solventes. É usado 
para efetuar a lavagem de recipientes ou materiais com jatos do solvente nele contido. 
05 -Torneiras – utilizada em conecções diversas. 
06 -Termômetro – utilizado para medida de temperatura em sistemas reacionais ou 
destilação. 
07 - Macaco – utilizado na suspensão de materiais diversos em montagem de reações. 
08 -Cilindro – utilizado na armazenagem de gases que serão utilizados em reações ou para 
geração de atmosfera específica. 
09- Frasco para reagente − usado para conservar reagentes químicos. Dependendo da 
substância a ser guardada, o frasco a ser utilizado pode ser incolor ou âmbar. 
 
LIMPEZA 
 É importante que o usuário do laboratório habitue-se a limpar o material de vidro 
logo após o término do experimento, enquanto a natureza do resíduo é conhecida. O 
material de vidro após o uso, deve ser lavado com água e detergente com o auxílio de 
uma escova. Depois de bem enxaguado com água da torneira, enxaguar três vezes com 
água destilada. Depois de lavado, o vidro deve permitir o escoamento de água sobre sua 
superfície, sem formar gotas, que indicam a presença de matéria gordurosa. O material 
muito sujo e engordurado pode ser lavado com solução sulfocrômica (cuidado ao preparar 
esta solução, pois dicromato de sódio em ácido sulfúrico é corrosivo e exige muita atenção 
em sua preparação) ou solventes orgânicos, tais como álcool, acetona ou éter (neste caso, 
desde que não haja chama no laboratório),dependendo da natureza da sujeira, e depois 
lavado como foi descrito. 
 
 
 
 
 
 
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MATERIAIS DE VIDRO 
1
2
3
4
5
6
7
8a 8b
8d8c
11b
11a
12
10
9
 
 
 
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12 
13a 13b 13c 14c
14b14a
15d15c
15b15a
 
 
 
 
17
16
 
 
 
 
MATERIAIS DE PORCELANA 
 
 
 
1
2 43
 
 
 
18 
 
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13 
 
 
 
 
 
 
 
 
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14 
 
MATERIAIS METÁLICOS 
 
 
 
 
 
 
 
1 2 
3 
4 5 6 
7 8 
 
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MATERIAIS DE AQUECIMENTO 
 
 
 
 
 
 
 
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MATERIAIS DIVERSOS 
 
 
6
5 7
8
4
9
 
 
 
 
1 
1 
2 3 
 
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17 
Aula Prática Nº 01 
 
NORMAS DE SEGURANÇA E EQUIPAMENTOS BÁSICOS DE LABORATÓRIO 
 
 
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO 
 
 
01 - Classificar e descrever os principais utensílios de vidro utilizados em 
laboratório de química. 
 
02 - Descrever a indumentária correta a ser usada no laboratório. 
 
03 - Por que não se deve usar água para apagar um incêndio em óleo? 
Qual o procedimento correto? 
 
04 - Qual a principal conduta quando ocorre uma queimadura com álcali ou 
com ácidos? 
 
05 - Qual o procedimento adotado em caso de contaminação com metais 
como chumbo, cobre e mercúrio. 
 
06 - Em que situações são recomendadas o uso de aparelhos 
confeccionados em porcelana? 
 
07 - Se você quer realizar uma reação sob agitação manual e deseja evitar 
perdas de líquidos, que recipiente deve usar? 
 
08 - Como deve ser realizada a limpeza do material utilizado no laboratório 
de química? 
 
09 - Enumere os principais equipamentos de aquecimento utilizados em 
laboratório de química? 
 
10 - Descreva os principais tipos e usos dos materiais metálicos utilizados 
em laboratório de química. 
 
 
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Aula Prática Nº 02 
 
PESAGEM, MEDIDAS DE TEMPERATURA E MANUSEIO COM RECIPIENTES 
VOLUMÉTRICOS 
 
Objetivos 
 
 No final desta experiência o aluno deverá: 
 
� Reconhecer a importância das medidas em química. 
 
� Usar corretamente e ler termômetros, balanças, provetas e pipetas. 
 
� Listar cuidados com os diversos tipos de recipientes volumétricos. 
 
 
Balança - Cuidados e Técnicas de Pesagem 
 
A balança é um dos instrumentos mais importantes do laboratório. É um 
instrumento delicado, em sua maior parte importada e, por isso, de preço bastante 
elevado. Alguns tipos de balanças nos dão resultados pouco precisos enquanto outros 
nos dão resultados mais rigorosos. Este segundo tipo de balança dado seu grande 
emprego em química analítica, é chamada balança analítica. As balanças analíticas 
geralmente pesam até décimo de milésimo, ou seja, até a quarta casa decimal. Como 
inteiro é o grama, elas pesam até decimiligrama. 
Quando vamos usar uma balança devemos, antes de tudo, verificar qual a 
capacidade máxima da mesma. A balança, sendo um aparelho de precisão delicado, 
não pode suportar cargas excessivas, o que acarretaria estragos na mesma. A carga 
máxima da balança vem impressa na própria balança. Normalmente, a capacidade 
máxima das balanças analíticas estarem torno de 100 a 200g. 
 O processo de pesagem varia de acordo com o tipo de balança empregada, mas 
cuidados gerais na técnica de determinação de massa são sempre os mesmos: 
1. Conhecer previamente o modo de funcionamento do aparelho. Em caso de 
dúvida, consultar o catálogo. 
2. Verificar se a balança está nivelada observando através de um nível em forma 
de bolha. Para nivelar a balança gira-se os pés localizados na parte frontal da 
mesma (depende da balança). 
3. Retirar poeiras ou detritos do(s) prato(s) com pincel apropriado. 
4. Verificar se as escalas da balança estão ajustadas, isto é, se as mesmas estão 
indicando zero grama. Esta operação comumente é chamada zerar a balança 
(existe dispositivo para se acertar o zero). 
5. Nunca pesar substâncias corrosivas, voláteis ou higroscópicas em frascos 
abertos. 
6. Nunca colocar material diretamente no prato. Devam ser utilizados recipientes 
adequados (cadinho, pesa-filtro, becker, etc.) que devem estar limpos e secos. 
7. O material a ser pesado deve estar a temperatura ambiente O material quente 
cria em redor de si uma corrente ascendente de ar que o torna mais leve. 
 
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 19 
8. Pesar os objetos com as janelas laterais fechadas. 
9. Não se deve pesar material cujo peso seja mais ou menos próximo da 
capacidade da balança. 
10. Conserve a balança limpa. Se durante a operação partículas cair no prato, 
retirá-las imediatamente. 
11. A balança quando não está em uso deverá estar travada e fechada (depende do 
tipo de balança).Uma balança elétrica deverá ser desligada. 
12. O(s) prato(s) deve(m) estar travados quando se coloca ou retira pesos ou 
objetos a pesar (depende do tipo de balança). 
13. Travar e destravar a balança levemente. 
 
 
 Um tipo de balança antiga que foi usada no laboratório de Química 
Experimental é a de um prato e plataforma fixa com escala tríplice conhecida como 
balança romana (modelo 1001 da Marte Balanças e Aparelhos de Precisão Ltda). 
 
 
 
 
 
 
 
Outro tipo de balança usada no laboratório de Química Experimental é a Balança 
Analítica, sendo uma balança de alta precisão tendo ate 5 casas decimais após a 
virgula. Instruções para uso: 
 
01 - Nivelar a balança 
02 - Calibrar a balança de acordo com o roteiro do manual, mas geralmente 
devemos selecionar a tecla “CAL” e seguir a instruções que irão aparecer no 
visor. 
03 - Colocar o objeto a ser pesado sobre o prato 
04 - Após a leitura, o objeto pesado e os pesos devem ser retirados. 
Figura 1 – Balança romana 
 
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 20 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 2 – Balança analítica 
 
 
 
Medidas de Volumes 
 
 A medida correta de volume é fundamental para o sucesso do trabalho no 
laboratório. 
 A medida correta devolumes é fundamental para o sucesso do trabalho no 
laboratório de química. 
Para a medida de volumes, a dois tipos de instrumentos graduados e 
aferidos. Os aferidos medem um único volume e são em geral mais precisos. Os 
graduados, porém, permitem medir vários volumes, e um deles, a bureta é de alta 
precisão. 
De um modo geral, para medidas aproximadas de volumes de líquidos, usam-se 
provetas, enquanto, para medidas precisas, usam-se pipetas, buretas e balões 
volumétricos, que constituem o chamado material volumétrico. Os aparelhos 
volumétricos são calibrados pelo fabricante e a temperatura de calibração é 200C. 
 Aparelhos volumétricos: a prática de análise volumétrica requer a medida de 
volumes líquidos com elevada precisão. Para efetuar tais medidas são empregados 
vários tipos de aparelhos, que podem ser classificados em duas categorias: 
� Aparelhos calibrados para dar escoamento a determinados volumes: neste caso 
estão incluídos as pipetas graduadas e as buretas. 
� Aparelhos calibrados para conter um volume líquido: aqui estão incluídos as 
pipetas e os balões volumétricos. 
 Aparelhos volumétricos são calibrados pelo fabricante e a temperatura padrão de 
calibração é 20°C. Logo, qualquer leitura realizada fora dessa temperatura acarreta 
erro (utilizam-se tabelas para fazer as correções). 
A medida de volume do líquido é feita, comparando o nível do mesmo, com os 
traços marcados na parede do recipiente. A leitura do nível para líquidos transparentes 
deve ser feita na parte inferior do menisco, estando a linha de visão do operador, 
perpendicular à escala graduada, para evitar erro de paralaxe. 
 
 
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 21 
 
 
 
 
As medidas de volumes de líquidos com qualquer dos referidos aparelhos estão 
sujeita a uma série de erros. Os erros mais comuns são: 
� Medir volumes de soluções quentes; 
� Uso de material inadequado para medir volumes; 
� Uso de material molhado ou sujo; 
� Formação de bolhas nos recipientes; 
� Controle indevido na velocidade de escoamento. 
 
Técnicas de uso de aparelhos volumétricos 
 
Bureta 
 
 É usada, na análise volumétrica, de acordo com as seguintes recomendações: 
a) Fixar a bureta, limpa e vazia, num suporte na posição vertical; 
b) Agitar o recipiente que contém o reagente antes de usá-lo, pois não é raro 
haver, na parte superior do mesmo, gotas de água condensada; 
c) Colocar um becker ou um erlenmeyer sob a torneira; 
d) Lavar a bureta duas vezes com porções de cinco ml do reagente em questão, 
que são adicionadas por meio de um funil; cada porção é deixada escoar 
completamente antes da adição da seguinte; 
e) Fechar a torneira e encher a bureta até um pouco acima do zero da escala e 
remover o funil; 
f) Segurar a torneira com a mão esquerda e com o auxílio dos dedos polegar, 
médio e indicador abrir a torneira para expulsar todo o ar contido entre a 
mesma e a extremidade inferior da bureta e encher esta região. Encher a 
Figura 2 – Ilustração da leitura de líquidos em aparelhos volumétricos 
 
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 22 
bureta novamente, se necessário, e acertar o menisco com o traço de aferição 
que fica na parte superior da mesma. 
Observação: a torneira de uma bureta deve ser levemente lubrificada para que 
possa ser manipulada com mais facilidade. Serve para este fim uma mistura de 
partes iguais de vaselina e cera de abelhas; misturas especiais são encontradas 
no comércio. 
Proveta 
 
a) Utilizar na forma vertical e para aferição elevar o menisco até a altura dos 
olhos; 
b) Para esvaziar o líquido, entorná-lo vagarosamente (pode-se usar um bastão de 
vidro para o bom escoamento, evitando-se que haja respingos) e permanecer 
com a proveta na posição inclinada até o completo escoamento. 
 
Balão Volumétrico 
 
a) Trabalhar com o mesmo na posição vertical; 
b) Fazer uso de um funil para colocar o líquido no balão, o que será feito em 
etapas, sendo que a cada uma deve-se agitar (homogeneizar) a solução. Isto 
se consegue através de movimentos circulares lentos com o balão; uma das 
mãos deverá segurar o gargalo e a outra, a parte inferior do mesmo; 
c) Colocar o balão sobre a bancada e acertar o menisco com o traço de aferição. 
Após isto, colocar a tampa e fazer total homogeneização com movimentos 
lentos, no sentido de rotação. 
Pipeta 
 A pipetagem de um líquido (ou de uma solução) deverá ser metódica e 
cuidadosa. Os passos principais são: 
a) Levar a pipeta com a mão até próximo do fundo do recipiente que contém o 
líquido (ou a solução), tomando o cuidado de não bater a parte inferior da 
pipeta no fundo do mesmo; 
b) Segurar a pipeta com o dedo indicador e o polegar; 
c) Fazer a sucção com a boca na parte superior da pipeta até notar que o líquido 
subiu um pouco acima do traço de aferição (fazer este passo devagar para não 
ir líquido à boca); 
d) Tampar o orifício de sucção rapidamente com o dedo indicador, sendo que os 
outros deverão estar segurando a pipeta; 
e) Segurar o recipiente que contém o líquido (ou a solução) com a outra mão, de 
modo que a parte inferior da pipeta toque a sua parede lateral e elevar a pipeta 
até que o traço de aferição coincida com a altura dos olhos; 
f) Diminuir levemente a pressão exercida pelo dedo indicador deixando escoar o 
líquido do interior da mesma até se conseguir aferição. Enxugar a parte externa 
com papel; 
g) Levar a pipeta até o recipiente de destino e deixar escoar através da parede 
lateral do mesmo; 
h) Tocar, após escoamento total do líquido, a ponta da pipeta na parede lateral do 
recipiente para que se escoe a última gota da mesma; 
i) Usar uma pêra de borracha para pipetar líquidos tóxicos, voláteis ou corrosivos. 
 
 
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 23 
Material 
 
- Termômetros 
- Becker de 250 ml com escala - Pipeta graduada de 5 ml 
- Erlenmeyer de 250 ml com escala - Bureta de 50 ml 
- Proveta de 100 ml com escala - Balão volumétrico de 50 ml 
- Pipeta volumétrica de 25 ml - Funil comum 
 
 
 pipeta volumétrica 
 
 
 
 
 
 
PROCEDIMENTO 
 O professor indicará o (s) peso (s) e a (s) substância (s) a ser (em) pesada (s) e 
medidas em cada uma das operações. 
 
A. Medidas de massa: 
O seu instrutor dará instruções para o uso da balança. 
 1) Três objetos, uma rolha de borracha, um cadinho de porcelana e uma rolha 
de vidro encontram-se em suas bancadas. Antes de pesá-los, pegue cada objeto e 
tente estimar o mais pesado, e o mais leve, e complete a tabela da folha de dados. 
 2) Pese um béquer pequeno (50 ml). Adicione então 50 gotas de água destilada 
com um conta-gotas e pese o conjunto. 
Obs: O propósito deste procedimento é encontrar o número aproximado de gotas em 
um mililitro, ou o volume de uma gota de água. 
 
B. Medidas de temperaturas 
1) Coloque cerca de 200 ml de água de torneira em um béquer de 500ml e 
meça a temperatura utilizando o termômetro fornecido. 
2) Obtenha o valor da temperatura com o número máximo de algarismos 
significativos que for possível. 
3) Durante a medida mantenha o termômetro totalmente imerso na água, sem 
tocar o vidro. Anote o valor na folha de dados.4) Pese 5g de sal (não precisa ser exatamente 5, deve ser entre 4 e 6g, note 
que essa medida possui apenas 1 alg. significativo) e deixe na sua bancada. 
 5) Em um béquer de 100ml prepare uma mistura de gelo e água.Agite esta 
mistura meça e anote a temperatura. 
 6) A seguir adicione o cloreto de sódio (sal de cozinha) que você pesou à 
mistura sob agitação. Espere 2 minutos e meça a temperatura da mistura. 
 
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 24 
 
Obs: Note que a água continua a uma temperatura menor que zero grau. Não esqueça 
de colocar o sinal negativo para temperaturas abaixo de zero.Cada divisão do seu 
termômetro corresponde a 10C. 
 
 
C. Medidas de volume: 
 
 1) Pese um béquer seco de 100 mL até duas casas decimais. Meça 20 mL de 
água destilada com uma proveta, coloque-a no béquer de 100 mL e pese-o 
novamente. 
 2) Repita este procedimento mais duas vezes e anote os pesos obtidos na folha 
de dados. 
 3) Seque o béquer de 100 mL previamente pesado e repita o procedimento 
anterior, utilizando agora uma pipeta volumétrica de 20 mL. Anote os pesos na folha 
de cados. 
 4) Pipetar com a pipeta graduada (transferindo para diferentes tubos de ensaio) 
1 ml; 2 ml; 5ml; 1,5 ml; 2,7 ml; 3,8 ml e 4,5 ml de água. Esta prática tem a finalidade 
de treinar o aluno para controlar volumes variáveis numa pipeta graduada. 
 5) Encher a bureta com água. Transferir o volume para o erlenmeyer. 
 6) Encher o balão volumétrico com água. Transferir o volume para a bureta. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIÊNCIA No 2 
 
 
Aluno:_______________________________________Turma:________________ 
 Data: _______________ 
 
PARTE A – Massas 
 
Segure em suas mãos os três materiais relacionados abaixo e avalie qual o mais 
pesado e qual o mais leve. Numere-os em ordem decrescente de peso (1 deve ser o 
mais pesado) 
 
 
 
Material Ordem da massa 
estimada 
Massa 
medida 
Ordem real 
Rolha de borracha 
Tampa de vidro 
Cadinho de porcelana 
 
 
 
Material Massa (g) 
Massa do béquer pequeno (50 ml) 
Massa do béquer + 50 gotas de água 
Massa de 50 gotas de água 
 
 
 
 
PARTE B – Temperaturas 
 
 
Sistema T (oC) 
Água de torneira 
Água/gelo 
Água/gelo/sal 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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PARTE C – Volumes Temperatura - _____________oC 
 
 Proveta Pipeta 
a) Massa do béquer antes da adição da água 
b) Massa após a 1a adição de 20 mL 
c) Massa após a 2a adição de 20 mL 
d) Massa após a 3a adição de 20 mL 
e) Massa do 1o 20 mL 
f) Massa do 2o 20 mL 
g) Massa do 3o 20 mL 
h) Média das três medidas 
i) Desvio de cada medida com relação à média 
1a 
 
 
Desvio de cada medida com relação à média 2a 
 
 
Desvio de cada medida com relação à média 3a 
 
j) Média dos desvios 
k) Valor da medida ( ± ) g ( ± ) g 
l) Valor da medida ( ± ) 
mL 
( ± ) 
mL 
 
OBSERVAÇÕES – Itens 4, 5 e 6 
 
 
 
 
 
1. Na avaliação da massa de 20,00 mL de água foram utilizados uma proveta e uma 
pipeta volumétrica. Qual dos dois possui melhor precisão? Explique. 
 
2. Encontre a massa dos 20,00 mL de água partindo de dados de densidade da água 
(Ver a temperatura do seu experimento). Comparando o resultado da massa 
calculada com a que foi pesada na parte experimental, foi a proveta ou a pipeta 
que deu o resultado mais próximo do valor pesado? Qual dos dois é o mais exato? 
 
3. Compare a precisão das medidas volumétricas nos itens 4, 5 e 6 da parte 2. 
 
 
 
 
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AULA PRÁTICA Nº 03 
FILTRAÇÃO 
 
INTRODUÇÃO 
 
 
A filtração tem por finalidade separar um sólido de um líquido e é efetuada 
passando a mistura através de um material poroso que retém as partículas do 
sólido. Tal material pode ser: papel de filtro, algodão, tecido, vidro sintetizado, 
porcelana porosa, fibras de vidro etc. O mais usado em laboratório é o papel de 
filtro. Existem papéis de filtro de várias porosidades e a escolha depende do 
tamanho e da natureza das partículas do sólido. 
 
A pesagem do líquido através de material poroso pode ser efetuada pela 
ação da gravidade (filtração simples) ou por redução da pressão (filtração por 
sucção). 
 
FILTRAÇÃO SIMPLES 
 
Utiliza-se um funil simples em que foi adaptado um cone de papel de filtro. 
Inicialmente umedeçe-se o papel com uma pequena quantidade de solvente com 
que está trabalhando. Efetua-se a filtração, tomando o cuidado de não encher o 
papel de filtro até a borda. Os últimos traços do sólido são transferidos para o 
papel de filtro com o auxílio de jatos de solventes, utilizando uma pisseta. Lava-se 
o sólido com pequenas porções do solvente. 
Quando se deseja efetuar uma filtração mais rápida utiliza-se papel 
pregueado, que apresenta maior área filtrante. 
Algumas vezes é necessário filtrar uma solução a quente. Nestes casos, 
pode-se utilizar um aquecedor de funil de paredes duplas, no interior do qual 
circula água quente ou então filtrar em pequenas porções como na filtração, 
simples, mantendo sempre em ebulição a solução a ser filtrada. 
 
 
 
 
 
Figura 2 – Esquema de uma filtração simples 
 
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FILTRAÇÃO À VÁCUO 
 
Utiliza-se um frasco Kitassato, provido de um funil de Buckner, que, por sua 
vez, são conectados a uma trompa d’água, através da saída lateral do frasco. 
Corta-se um círculo de papel de filtro, cujo diâmetro deve ser 1 a 2mm menor de 
que o diâmetro interno do funil. Coloca-se o papel no funil de modo a cobrir os 
seus orifícios sem, entretanto, chegar até as paredes do mesmo. Liga-se a trompa 
de água. Umedece-se o papel de filtro com o solvente e efetua-se a filtração. 
Terminada esta, abre-se a entrada de ar do frasco kitassato, antes de fechar a 
torneira da trompa de água. 
Este tipo de filtração tem vantagens sobre a filtração simples, por ser mais 
rápida e por deixar menor quantidade de impurezas e solvente no sólido. 
 
 
 
Filtração a vácuo 
 
 
 
MATERIAL UTILIZADO 
 
 
 - 02 vidros de relógio - papel de filtro 
 - 02 bastões de vidro - funil de buchner 
 - 02 béqueres - frasco kitassato 
 - erlenmeyer - trompa d’água 
 - funil - balança 
 
REAGENTES 
 
 - NaI 
 - Pb(NO3)2 
 
 
 
 
 
 
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PROCEDIMENTO 
 
1) Prepare 100ml de solução 0,3% de NaI, utilizando o seguinte procedimento: 
 
 Pese em um vidro de relógio 0,3g de NaI, transfira paraum béquer 
apropriado e dissolva em cerca de 80ml de água destilada, agitando com um bastão 
de vidro, até a completa dissolução de sólido. Em seguida, complete o volume com 
água destilada até 100ml e agite. 
 
2) Repita o mesmo procedimento anterior, na preparação de 100ml de uma solução 
0,3% de Pb(NO3)2 
 
3) Misture, em um dos béqueres, as duas soluções preparadas anteriormente. 
Agite, observe e anote. 
 
4) Divida a mistura obtida em duas quantidades aproximadamente iguais. Use os 
mesmos béqueres. 
 
5) Com uma parte, faça a filtração comum, tendo o cuidado de usar um erlenmeyer 
para receber o filtrado. 
 
6) Com a outra parte, preceda a filtração sob pressão. No curso da filtração, feche 
a torneirinha da trompa e observe se ocorre alguma modificação no processo. 
 
OBS.: Se necessitar, peça instruções ao professor ou responsável pela experiência, 
sobre como montar as aparelhagens para as filtrações, bem como a técnica de 
operação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Aula Prática Nº3 
FILTRAÇÃO 
 
 
 
Aluno:_____________________________________Turma:_____ 
Data: __________ 
 
 
 Reação Observação 
1 
 
 
 
 
 
 
 
 FILTRAÇÃO SIMPLES Observação 
1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 FILTRAÇÃO A VÁCUO Observação 
1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 31
Aula Prática Nº 
 
FILTRAÇÃO 
 
Exercícios de Fixação 
 
 
1. Qual a finalidade de se efetuar uma filtração e como ela pode ser efetuada? 
 
2. Descreva as características das reações de precipitação. 
 
3. Escreva a equação química correspondente à reação observada. 
 
4. Relacione as vantagens e as desvantagens de cada tipo de fitração. 
 
5. Quais os tipos de papel de filtro? 
 
6. Que fatores influem na escolha do papel do filtro, quando se realiza as operações de 
filtração em laboratório? 
 
7. Existiu algum motivo especial, para o fato de se ter trabalhado com as duas soluções com a 
mesma concentração? Calcule a massa de precipitado formado na reação. 
 
 
 
 
 
 
 
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Aula Prática Nº 04 
 
SOLUBILIDADE 
 
Objetivos 
 
 No final desta experiência o aluno deverá: 
 
• Identificar algumas variáveis que afetam a solubilidade. 
 
• Utilizar técnicas simples de extração, recristalização e filtração. 
 
Introdução 
 
 Para que você entenda melhor os termos usados nesta experiência, procure em um livro 
de química geral as definições dos termos abaixo: 
 
- Solvente - Miscível 
- Solução - Imiscível 
- Soluto - Polar 
- Saturado - Não polar 
- Supersaturado - Eletronegatividade 
- Extração - Constante dielétrica 
 
 Assuma que você tem dois béqueres com 100 mL de áua a 25 oC em cada um deles. Se 
você adicionar NaCl ao primeiro béquer, misturando bem, você encontrará que cerca de 35 g 
de NaCl se dissolverá. A adição de mais NaCl resulta num acúmulo deste no fundo do béquer, 
portanto 35 g de NaCl é o ponto de saturação para 100 mL de H2O a 25 
oC. Nesta solução NaCl 
é o soluto e H2O o solvente. Se você adicionar acetanilida ao segundo béquer e misturar bem, 
você verá que apenas alguns miligramas se dissolverão, quando o ponto de saturação é 
alcançado. “Para que um sólido se dissolva, as forças de atração que mantêm a estrutura 
cristalina devem ser vencidas pelas interações entre o solvente e o soluto”. Veja o exemplo da 
figura abaixo: 
 
 
 
 
 
Figura 1 – Dissolução de NaCl em água 
 
 
 
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33
 
No processo de soltavação aquosa, onde ocorre a dispersão de um sal, como o NaCl, 
tanto os cátions Na+ como os ânions Cl- tornam-se hidratados com energia suficiente para 
vencer a energia da rede cristalina. Solutos com polaridades próximas à polaridade do solvente, 
dissolvem-se em maior quantidade do que àqueles com polaridade muito diferentes. Cloreto de 
sódio e água são substâncias muito polares, mas acetanilida bem pouco polar. Portanto, NaCl 
dissolve-se em água, mas acetanilida tem uma solubilidade pequena em água. 
 Resumindo a regra é: “O semelhante dissolve semelhante” 
 Não é somente a natureza do soluto e do solvente que influenciam na solubilidade, mas a 
temperatura também é importante. A solubilidade de quase todos os compostos orgânicos 
aumenta com o aumento da temperatura. Este fato é utilizado na técnica de purificação 
chamada recristalização. O efeito da temperatura na solubilidade dos compostos inorgânicos 
varia muito. Enquanto muitos tem a solubilidade aumentada com um aumento de temperatura, 
alguns tem quase a solubilidade diminuída, e outros, como o NaCl, a solubilidade quase não é 
afetada. 
 
 
Separação e Purificação 
 
 Os produtos químicos são estraídos de fontes naturais ou são sintetizados a partir de 
outros compostos através de reações químicas. Qualquer que seja a origem, extrações ou 
sínteses, raramente produzem produtos puros, e algum tipo de purificação é necessário. 
Convém observar que compostos comerciais apresentam diferentes graus de pureza, e 
frequentemente possuem 90-95% de pureza. Para certas aplicações 95% de pureza pode ser 
satisfatório enquanto que, para outras é necessária uma purificação. As técnicas de purificação 
mais comuns são: extração, recristalização, destilação e cromatografia. Para a purificação de 
sólidos, o primeiro método a ser tentado é a recristalização. 
 
Recristalização 
 
 Esta técnica utiliza o fato de que a solubilidade de sólidos em um solvente são diferentes 
e aumenta com o aumento da temperatura do líquido. Uma solução saturada a uma 
determinada temperatura é resfriada. Ao ser resfriada a solubilidade diminuí, portanto o sólido 
precipita. Podendo em seguida ser filtrado e seco. 
 
OBS: As impurezas insolúveis podem ser removidas pela filtração da solução saturada num 
temperatura mais alta. As impurezas que são solúveis no solvente não se cristalizam mesmo na 
solução fria. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Materiais Reagentes 
 
- 7 Tubos de ensaio 
- Pipetas de 5 mL Etanol 
- Béqueres de 50 mL e 250 mL 1-Butanol 
- 1 Rolha para um dos tubos Querosene 
- Suporte universal Acetanilida 
- Papel de filtro Iodo ( ≅ 0,03%) 
- Argola de metal Funil 
- Bacia de plástico com gelo Triângulo de porcelana 
 
PROCEDIMENTO 
 
 
Parte I - Miscibilidade de Líquidos 
 
 Prepare as seis misturas em seis tubos de ensaio misturados de 1 a 6, conforme está 
mostrado abaixo, escreva as suas observações. Não esqueça deagitar cada tubo de forma a 
homogeneizar a mistura antes de fazer as anotações. 
CUIDADO – Etanol, butanol e querosene são inflamáveis. 
 
1. 3 mL de H2O + 1 mL de etanol 
2. 3 mL de H2O + 1 mL de 1-butanol 
3. 3 mL de H2O + 1 mL de tetracloreto de carbono 
4. 3 mL de etanol + 1 mL de butanol 
5. 3 mL de etanol + 1 mL de tetracloreto de carbono 
6. 3 mL de 1-butanol + 1 mL de tetracloreto de carbono 
 
 
PARTE II - Extração 
 
1. Coloque cerca de 3 mL de uma solução aquosa saturada de iodo (aproximadamente 0,03% 
de iodo por massa) no tubo de ensaio. Adicione cerca de 1 mL de tetracloreto de carbono. 
Não agite. Anote suas observações. 
2. Coloque uma rolha no tubo e agite. Espere descansar e anote suas observações. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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35
 
Aula Prática Nº 04 
 
SOLUBILIDADE 
 
 
Aluno:___________________________________________________Turma:________ 
Data: __________ 
PARTE I - Miscibilidade de líquidos 
 
 Solução Miscível Parcialment
e miscível 
Imiscível Líquido 
mais denso 
1 3 mL de H2O + 1 mL de etanol 
 
 
 
2 3 mL de H2O + 1 mL de 1-
butanol 
 
 
3 3 mL de H2O + 1 mL de 
querosene 
 
 
4 3 mL de etanol + 1 mL de 
butanol 
 
 
5 3 mL de etanol + 1 mL de 
querosene 
 
6 3 mL de 1-butanol +1 mL de 
querosene 
 
 
PARTE II - Extração 
 
 OBSERVAÇÃO 1 OBSERVAÇÃO 2 
1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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36
 
 
Aula Prática Nº 04 
 
SOLUBILIDADE 
Exercícios de Fixação 
 
1. Por que existe uma grande diferença na solubilidade do NaCl e da acetanilida? 
2. Escreva as definições dos seguintes termos químicos: 
a) miscível 
b) imiscível 
c) extração 
d) soluto 
e) eletronegatividade 
f) molécula polar 
g) molécula apolar 
h) ligação covalente polar 
i) ligação covalente apolar 
 
3. A polaridade de uma molécula diatômica é estimada pela diferença das eletronegatividades 
da ligação dos dois átomos. Quando a diferença das eletronegatividades for ≤ 0,4 a ligação é 
considerada covalente não polar. Uma diferença de eletronegatividade entre 0,5 a 1,7 indica 
uma ligação covalente polar e quando a diferença for maior do que 1,7, a ligação é chamada 
iônica. Usando os valores de eletronegatividade classifique as ligações nas moléculas seguintes 
como covalente apolar, covalente polar ou iônica: 
CO ________________ 
N2 ________________ 
CaO _____________ 
Na2O _______________ 
I2 _________________ 
 
LiH _______________ 
BeH2 ______________ 
PH3 _______________ 
CaCl2______________
 
4. Para as moléculas poliatômicas, a polaridade de uma molécula é determinada não somente 
pela polaridade das ligações, mas também pela geometria molecular. Embora CO2 possui 
ligações covalentes polares, a molécula é não polar devido ao fato de que o momento dipolar 
(ou o momento dipolo elétrico) resultante ser zero. Por outro lado, a molécula de água é polar, 
pois suas ligações formam um ângulo menor que 180 oC, não sendo linear como a molécula o 
CO2. Assim a molécula da água possui um momento dipolar diferente de zero. Baseando-se 
nestas informações, verifique cada molécula abaixo se é polar ou não polar: 
 
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37
 
Sublinhe os compostos que você acredita que sejam solúveis na água. Justifique sua resposta: 
 
a) NaCl 
b) LiBr 
c) Etanol 
d) Metanol 
e) Etano 
f) Bromo 
 
5. Coloque em ordem decrescente de polaridade os quatro líquidos utilizados nesta 
experiência começando pela água que é o mais polar. 
 
6. 2 mL de água são adicionados a 2mL de outro líquido formando um par imiscível ( isto é 
duas fases, água e o outro líquido). O que você pode fazer experimentalmente para 
descobrir se a água constitui a fase inferior ou a superior? 
7. Qual é a cor da solução de iodo e água e do iodo e querosene? 
 
8. O que você observou depois de agitar a solução de iodo e água com tetracloreto de 
carbono? 
 
9. O iodo é mais solúvel em água ou tetracloreto de carbono? 
 
 
C
H
Cl
Cl
Cl
Cl ClCl
Cl
C
S C S
N
H
HH
S
H H
C
H
H
H
OH C
O
H H
C CH H
Tetracloreto 
de Carbono
Clorofórmio Dissulfeto
de Carbono
Amônia
Sulfeto de
Hidrogênio Metanol
Aldeído
Fórmico
Acetileno
5 
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 38
Aula Prática N° 05 
 
Reações Químicas 
 
OBJETIVOS 
 
• Identificar os diferentes tipos de reações químicas. 
 
• Classificar e equacionar reações químicas. 
 
INTRODUÇÃO 
 
 O processo pelo qual espécies químicas transformam-se em outras 
diferentes é que se chama de reação química. As espécies originais são chamadas 
reagentes e as que resultam após a reação são os produtos. 
 Numa reação de síntese, partimos de mais de um reagente e obtemos um 
único produto. Na reação de decomposição, obtemos mais de um produto a partir 
de um único reagente. Nas reações de simples troca ou deslocamento, uma 
substância simples reage com uma substância composta, deslocando desta última 
uma nova substância simples. Nas reações de dupla troca, dois reagentes 
permutam seus íons ou radicais entre si, dando origem a dois novos compostos. 
Nas reações de oxi-redução ocorre a troca de elétrons entre as espécies reagentes. 
As espécies que cedem elétrons são redutoras, e as que recebem elétrons são 
oxidantes. 
 Em muitas reações químicas há desprendimento de calor e são classificadas 
como reações exotérmicas. Quando o calor é absorvido, a reação é endotérmica. 
Em solução aquosa os principais tipos de reações são: 
 
• Reações de precipatação 
 
• Reações ácido-base 
 
• Reações com liberação de gases 
 
• Reações de oxi-redução 
 
• Reações de complexação 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5 
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Material 
 
• Estantes com tubos de ensaio 
• Pipetas de 1,0 mL, 5,0 mL e 10 mL 
• Pinça tesoura 
• Pinça madeira 
• Cápsula de porcelana 
• Espátula 
• Béquer de 100 mL 
• Provetas de 50 mL e 10 mL 
• Termômetro 
• Bastão de vidro 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Reagentes 
 
 
 - Solução de cloreto de sódio 0,1 M 
 - Solução de iodeto de potássio a 0,1 M 
 - Solução de brometo de potássio 0,1 M 
 - Solução de cloreto de ferro III a 3% - Magnésio em fita 
 - Solução de hidróxido de sódio a 10% - fenolftaleína 
 - Solução de hidróxido de sódio 1 M - Fio de cobre 
 - Solução de nitrato de prata a 5% - Palha de aço (bombril) 
 - Solução de sulfato de cobre II 1 M - Carbonato de cálcio 
 - Solução de ácido clorídrico 1 M - Água oxigenada 
 - Solução de ácido sulfúrico diluido - Hidróxido de sódio 
 - Solução de tiocianato de amônio a 5% - acetato de sódio 
 - Solução de amido 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 40
PROCEDIMENTO 
 
 
1. Em um tubo de ensaio, adicionar cerca de 5,0 mL de solução de cloreto de sódio 
à 5,0 mL de solução de Brometo de Potássio. Observar. Anotar. 
 
2. Colocar em um tubo de ensaio de , 5,0 mL de solução de cloreto de ferro III e 
adicionar, a seguir, 1,0 mL de solução de hidróxido de sódio a 10%. Observar 
se houver formação de um precipitado, caso contrário, adicionar um pouco mais 
de base. Equacionar e classificar a reação. Indicar qual o composto insolúvel 
formado. 
 
3. Levar um pequeno fragmento de magnésio seguro por uma pinça-tesoura (não 
use pinça de madeira) à chama do bico de gás. (Muito cuidado ao observar, a 
luz emitida pode prejudicar a vista). Observar. Anotar. Recolher o produto em 
uma cápsula de porcelana. Adicionar 10 mL de água destilada e agitar com 
bastão de vidro para homogeneizar. Adicionar 2 gotas de fenolftaleína. 
Observar. Anotar. Equacionar e classificar as reações ocorridas. 
 
4. Em um tubo de ensaio contendo cerca de 3 mL de solução de nitrato de prata, 
imergir cerca de 1 cm de fio de cobre. Continuar a prática e observar após cinco 
minutos. Anotar. Equacionar e classificar a reação. 
 
5. Colocar em um tubo de ensaio 3 mL de solução de sulfato de cobre II. 
Introduzir um pequeno prego, de forma que a a mesma fique totalmente imersa 
na solução. Observar e anotar o que ocorre. Equacionar e classificar a reação. 
 
6. Colocar em um tubo de ensaio, cerca de 1 g de carbonato de cálcio. Adicionar 5 
mL de ácido clorídrico 1 M. Observar. Anotar. Equacionar e classificar a reação. 
 
 
7. Em outro tubo de ensaio coloque 3mL de ácido clorídrico, em seguida adicione 
uma pequena quantidade de alumínio. Observe 
 
 
8. Colocar 1 mL de solução de cloreto de ferro III em um tubo de ensaio. Juntar 1 
mL de solução de tiocianato de amônio. Agitar. Observar. Equacionar e 
classificar a reação. 
 
9. Colocar 3,0 mL de solução de iodeto de potássio em um tubo de ensaio. 
Adicionar 3,0 mL de ácido sulfúrico diluído. Agitar. Adicionar 3,0 mL de água 
oxigenada. Agitar. Adicionar 2 gotas de uma solução de amido. Observar. 
Anotar. Equacionar e classificar a reação. 
 
10.Dissolver pequena quantidade de hidróxido de sódio em 5,0 mL de água 
destilada verificar sua temperatura. Anotar. 
 
11.Dissolver pequena quantidade de acetato de sódio em 5,0 mL de água destilada 
verificar sua temperatura. Anotar. 
 
 
 
 
 
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 41
Aula Prática N° 05 
 
Reações Químicas 
 
Aluno:_______________________________________Turma:________ 
Data: __________ 
Reação Equação Química Obervações 
01 
 
 
02 
 
 
03 
 
 
04 
 
 
05 
 
 
06 
 
 
07 
 
 
08 
 
 
09 
 
 
10 
 
 
11 
 
 
 
 
 
 
 
5 
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 42
Aula Prática N° 05 
 
Reações Químicas 
 
Exercícios de Fixação 
 
1) Em alguma das etapas anteriores, deixou de ocorrer uma reação química? 
Explique. 
 
2) Com relação a etapa 2, responda: 
a) Qual a fórmula e o nome do composto insolúvel formado. 
b) Escreva a equação da reação que se processou e classifique-a. 
3) Com relação a etapa 3, responda: 
a) Com que substância combinou-se o magnésio. 
b) Qual a fórmula e o nome da substância branca que se forma nessa 
combinação. 
c) Após a diluição com água destilada de produto formado e adição da 
fenolfataleína e que aconteceu? Porque? 
d) Escreva a equação da reação observada e classifique-a. 
 
4) Com relação as etapas 4 e 5, responda: 
a) Qual a substância que se formou sobre os metais? 
b) Porque a solução que era incolor tornou-se azul e vice-versa? 
c) Escreva a equação da reação e classifique-a. 
 
 
5) Com relação as etapas 6 e 7, responda: 
a) Qual o nome e a fórmula do gás formado. 
b) Escreva a equação da reação e classifique-a. 
 
6) Com relação a etapa 9, responda: 
a) Escrever a equação da reação entre iodeto de potássio, ácido sulfúrico e 
água oxigenada, indicando os números de oxidação de todos os átomos 
dos elementos participantes. 
b) Qual a substância oxidante e qual o redutor? 
c) Porque se adicionar 2 gotas de solução de amido ao produto formado? O 
que aconteceu? 
d) Explique. 
 
7) Com relação as etapas 10 e 11, responda. 
a) Houve aumento ou diminuição da temperatura? 
b) Qual diluição é um processo endotérmico? Explique. 
 
 
 
 
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 42
Aula Prática Nº 06 
 
RENDIMENTO DE UMA REAÇÃO DE PRECIPITAÇÃO 
 
 
OBOJETIVOS 
 
 
• Observar uma reação de precipitação. 
• Realizar cálculos estequiométricos envolvendo reagente limitante e em excesso. 
• Calcular o rendimento de uma reação. 
 
INTRODUÇÃO 
 
Uma equação química convenientemente ajustada fornece informações a 
respeito das quantidades dos reagentes consumidos e produtos formados. A relação 
estequiométrica entre produtos e reagentes permite calcular a massa de produto a 
ser obtida a partir de massas conhecidas dos reagentes. Essa massa, contudo, é 
um valor teórico, já que a manipulação dos reagentes sempre induz à perdas, por 
mais cuidados que possamos ter. A relação entre a quantidade de substância obtida 
experimentalmente e a quantidade calculada, multiplicada por cem, nos fornece o 
rendimento percentual da reação. 
 As reações que resultam na formação de um composto pouco solúvel 
(insolúvel) são conhecidas como reações de precipitação. Nesse caso o produto 
pode ser separado rapidamente por filtração ou centrifugação. As reações de 
precipitação ocorrem quando certos pares de íons de cargas opostas se atraem tão 
fortemente que formam um sólido iônico insolúvel como na reação entre o nitrato 
de chumbo e o iodeto de potássio abaixo 
 
 
 
 A solubilidade de um sólido é a quantidade de substância que pode ser 
dissolvida em certas quantidades de solvente. 
Exemplo: 
PbI - 1,2 10-3 mol/L a 25o C 
 
 Se a solubilidade for inferior a 0,01 mol/L (o composto é insolúvel). 
 
 As regras da solubilidade são experimentais e estão relacionadas ao caráter 
covalente dos compostos iônicos conforma ilustra a Tabela 1. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Pb(NO3)2(aq) + 2KI(aq) PbI(s) + 2KNO3(aq) 
 
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 43
 
Tabela 1 – Dados qualitativos de solubilidade de compostos 
 
 
 
 
 
 
 
COMPOSTOS SOLÚVEIS EXCEÇÕES 
 
 
Quase todos os sais de Na+, K+ e NH4
+ 
 
Todos os sais de Cl-, Br- e I- Haletos de Ag+, (Hg2)
2+ e Pb2+ 
 
Compostos que contém F- Fluoretos dos íons grupo 2 e Pb2+ 
 
Sais de nitrato 
 Clorato 
 Perclorato 
 Acetato 
 
Sais de sulfato Sulfatos dos íons grupo 2 
COMPOSTOS INSOLÚVEIS 
 
Todos os sais de carbonato Sais de NH4
+ e cátions do grupo 1 
 FosfatoOxalato 
 Cromato 
 Sulfeto 
 
A maioria dos hidróxidos 
e óxidos metálicos 
 
 
Compostos com OH- NaOH, KOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2 e Ba(OH)2 
 
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 44
 
 
MATERIAL 
-02 vidros de relógio -funil 
-02 provetas -suporte com anel de ferro 
-02 béqueres 
-03 bastões de vidro -estufa 
-papel de filtro -dessecador 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Substâncias 
-cromato de potássio 
-cloreto de bário 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 45
 
PROCEDIMENTO 
1) Pese 0,80 g de cromato de potássio e transfira para um béquer de 250 ml, 
adicione 100 ml de água destilada, medida em proveta. Agite com bastão de 
vidro até a completa dissolução. 
 
2) Pese 0,60 g de cloreto de bário e transfira para um béquer de 250 ml. Adicione 
50 ml de água destilada medida em proveta. Agite com bastão de vidro até 
completa dissolução. 
3) Pese um papel de filtro. 
 
4) Adapte um anel de ferro num suporte e nele coloque um funil de filtração. 
 
5) Adicione a solução de cloreto de bário à de cromato de potássio. Agite a mistura 
com o bastão. 
 
6) Adapte o papel de filtro ao funil. 
 
7) Faça a filtração manejando com cuidado para que não haja perda de 
precipitado. Leve o béquer e o bastão de vidro com água destilada para 
remover qualquer resíduo de precipitado. Coloque a água de lavagem no funil. 
 
8) Lave o precipitado no funil com água destilada. Após completa decantação retire 
o papel de filtro e coloque-o sobre um vidro de relógio. Despreze o filtrado. 
 
9) Leve o precipitado para secar em estufa à 150oC, por quinze minutos. Retire o 
precipitado seco da estufa e coloque-o para resfriar num dessecador. 
 
10) Depois de frio, pese o papel de filtro com o precipitado. Anote o peso obtido. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 46
Aula Prática Nº 06 
 
 
Rendimento de uma reação de precipitRendimento de uma reação de precipitRendimento de uma reação de precipitRendimento de uma reação de precipitação ação ação ação 
 
Aluno:_______________________________________Turma:________ 
Data: __________ 
 
Reação Equação Química Observações 
 1 
 
 
 
 
 
Substância Quantidade (g) Observações 
K2CrO4 
BaCl2 
Papel de Filtro 
Papel de Filtro + BaCrO4 
BaCrO4 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 47
Aula Prática Nº 06 
 
RENDIMENTO DE UMA REAÇÃO DE PRECIPITAÇÃO 
 
Exercícios de FixaçãoExercícios de FixaçãoExercícios de FixaçãoExercícios de Fixação 
 
 
 
1.0 Escreva a equação química correspondente à reação observada. Indique o 
precipitado formado. Qual é o seu nome? 
 
2.0 Qual a finalidade de se aquecer a solução de cromato de potássio ? 
 
3.0 Por que a filtração deve ser realizada com o máximo de cuidado ? 
 
4.0 Qual a finalidade de se lavar o precipitado obtido com água destilada ? 
 
5.0 Calcule o rendimento teórico da reação. Calcule o rendimento prático. Compare 
o resultado prático com o calculado teoricamente. Calcule o rendimento 
percentual da reação. 
 
6.0 Discuta as causas dos desvios, que porventura forem encontrados, entre o 
resultado prático e o teórico. 
 
7.0 Numa queima de 30 gramas de grafite puro obteve-se dióxido de carbono com 
90% de rendimento. Qual foi a massa de produto encontrada ? 
 
 
 
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 48 
Aula Prática Nº07 
PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES Parte 1 
 
OBJETIVOS 
• Efetuar cálculos estequiométricos envolvendo o preparo de soluções 
• Preparar soluções a partir de solutos sólidos e solutos líquidos 
• Efetuar diluição de solução a partir de uma solução estoque 
• Conhecer a técnica de preparo e diluição de soluções 
INTRODUÇÃO 
 A química em soluções e amplamente utilizada nas mais diversas áreas. Nesse 
sentido o conhecimento sobre o preparo de soluções tem fundamental importância tendo 
em vista que grande parte das reações realmente ocorre em solução aquosa e não 
aquosa. Uma solução é uma mistura homogênea de uma ou mais substâncias que 
podem ser iônicas ou moleculares. A substância em maior quantidade é o solvente. As 
outras substâncias são chamadas de solutos. 
 
Preparação de soluções com concentração em massa por litro 
 - Hidróxido de Sódio 0,1 mol/L 
 - Permanganato de potássio 1% 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Material 
 
• Espátula 
• Vidro de relógio 
• Bastão de vidro 
• Bequer 
• Funil 
• Balão de diluição 
• Conta-gotas 
• Pisseta 
• Papel absorvente 
 
 
 
 
 
 
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 50 
 
 
 
 
 
PROCEDIMENTO 
 
A. Tomar conhecimento dos perigos potenciais das 
substâncias utilizadas de modo a reduzir a 
possibilidade de contaminações ou acidentes. 
B. Decidir qual o volume de solução a preparar. 
C. Efetuar os cálculos necessários. 
1. Passar água destilada em o material. 
2. Secar cuidadosamente a espátula e o vidro de 
relógio. 
3. Medir a massa de soluto necessária. 
4. Transferir o soluto para um bequer lavando o vidro 
de relógio com solvente de modo a arrastar todo o 
soluto. 
5. Dissolver todo o soluto utilizando apenas uma 
parte do solvente agitando com um bastão de vidro. 
6. Verter a solução para o balão volumétrico, com 
auxílio de um funil, lavando o bequer, o bastão de 
vidro e o funil com solvente para arrastar todo o 
soluto. 
7. Completar até ao traço, primeiro com a pisseta e 
depois com conta-gotas. 
8. Tapar e homogeneizar a solução invertendo várias 
vezes o balão de diluição. 
 
 
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 51 
 
 
Observações 
1. As soluções de sulfato de ferro (II) e permanganato de potássio podem ser eliminadas 
por diluição. Soluções mais concentradas de permanganato de potássio devem ser 
reduzidas com tiossulfato de sódio. 
2. Secar cuidadosamente a espátula e vidro de relógio previne contaminações do soluto 
e evita que se molhe a balança. Secar todo o restante material seria uma perda de 
tempo e um gasto desnecessário de recursos. 
3. A solução de permanganato de potássio preparada nesta etapa poderá ser utilizada 
posteriormente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 52 
 
Aula Prática No07 
 
Parte 1 
 
PREPARAÇÃO E DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES 
 
Aluno:_____________________________________Turma:_______ 
Data: __________ 
 
 
a) Soluções aquosas. 
 
Substância Volume de solução (L) Massa soluto (g) 
 
 
 
 
OBSERVAÇÕES 
 
 
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 53 
Aula Prática Nº 08 
PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES Parte 2 
 
OBJETIVOS 
• Efetuar cálculos estequiométricos envolvendo o preparo de soluções 
• Preparar soluções a partir de solutos sólidos e solutos líquidos 
• Efetuar diluição de solução a partir de uma solução estoque 
• Conhecer a técnica de preparo e diluição de soluções 
INTRODUÇÃO 
 A química em soluções e amplamente utilizada nas mais diversas áreas. Nesse 
sentido o conhecimento sobre o preparo de soluções tem fundamental importância tendo 
em vista que grande parte das reações realmente ocorre em solução aquosa e não 
aquosa. Uma solução é uma mistura homogênea de uma ou mais substâncias que 
podem ser iônicas ou moleculares. A substância em maior quantidade é o solvente. As 
outras substâncias são chamadas de solutos. 
Preparação de soluções de ácidos a partir das soluções comerciais 
Nessa etapa serão preparadas as seguintes soluções a partir do produto comercial:- 
Solução de Ácido Sulfúrico 0,1mol/L - Solução de Ácido Clorídrico 1,0 mol/L 
Cuidados: 
 
- Nunca se deve adicionar água a um ácido concentrado. Poderá ocorrer uma 
explosão com a conseqüente projeção de ácido concentrado. 
 Adicionar antes o ácido à água, lentamente e com agitação constante. 
- A dissolução de ácidos concentrados é um processo bastante exotérmico. 
 
 OBSERVAÇÃO 
1. As soluções de ácidos têm uma vasta aplicação laboratorial. As concentrações e 
volumes a preparar deverão atender às necessidades para outros trabalhos. 
2. Para efeitos de segurança considera-se solução diluída quando C < 0,05 mol dm-3 
 
 
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 Materiais 
 
 Procedimento 
A. Tomar conhecimento dos perigos potenciais das substâncias utilizadas de modo a 
reduzir a possibilidade de contaminações ou acidentes. 
B. Decidir qual o volume e concentração de solução a preparar. 
C. Efetuar os cálculos necessários. 
1. Passar água destilada em o material. 
2. Secar cuidadosamente a espátula e o vidro de relógio. 
3. Medir o volume de soluto necessária utilizando uma proveta. 
4. Transferir o soluto para o balão contendo uma parte do solvente.. 
5. Verter todo o soluto para o balão volumétrico, com auxílio de um funil, lavando a 
proveta com solvente para arrastar todo o soluto. 
6. Completar até ao traço, primeiro com a pisseta e depois com conta-gotas. 
7. Tapar e homogeneizar a solução invertendo várias vezes o balão. 
8. Para completar o volume com exatidão e preciso esperar esfriar a solução após um 
certo tempo do seu preparo. 
3.3 Preparação de Soluções por Diluição 
 
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 55 
 
 Nessa segunda parte, será preparada 100 cm3 de soluções de permanganato 
de potássio, KMnO4 , de concentrações: 0,0010 mol/L 
 e 0,00010 mol/L por 
diluição a partir de uma solução 0,010 mol/L (solução-mãe ou solução estoque). 
3.3.1 Material 
• Pipeta 
• Pera de borracha 
• Funil 
• Balão volumétrico 
• Pisseta 
• Conta-gotas 
 
. Tomar conhecimento dos perigos potenciais das substâncias utilizadas de modo a 
reduzir a possibilidade de contaminações ou acidentes. 
 
 
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3.2.2 Procedimento 
A. Tomar conhecimento dos perigos potenciais das substâncias 
utilizadas de modo a reduzir a possibilidade de contaminações 
ou acidentes. 
B. Efetuar os cálculos necessários. 
1. Passar o material com água destilada à exceção da pipeta 
que deverá estar lavada e seca. 
2. Medir com uma pipeta conveniente o volume de solução a 
diluir 
3. Com auxílio de um funil, verter a solução para o balão 
volumétrico. 
4. Adicionar o solvente ao balão volumétrico lavando o funil. 
5. Homogeneizar. 
6. Completar até ao traço, primeiro com a pisseta e depois com 
conta-gotas. 
7. Tapar e homogeneizar a solução invertendo várias vezes o 
balão de diluição. 
 
 
 
 
 
 
 
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Aula Prática Nº 08 
PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES Parte 2 
 
Aluno:_______________________________________Turma:_____ 
Data: __________ 
 
c) Preparação de soluções de ácidos a partir das soluções comerciais 
Solução comercial Titulo da solução 
comercial 
Densidade 
g mL 
Massa 
molecular do 
soluto (g mol) 
Molaridade da 
solução 
comercial 
Solução de Ácido Sulfúrico 
Solução de Ácido Clorídrico 
Solução de Ácido Acético 
Solução de Ácido Nítrico 
Solução de Ácido Fosfórico 
 
 
 
Solução Concentração da 
solução mol dm-3 
Volume de 
solução a ser 
preparada (mL) 
Volume de solução 
comercial (mL) 
Solução de Ácido Sulfúrico 
Solução de Ácido Clorídrico 
 
 
b) Preparação de soluções por diluição 
 Volume da solução diluida = 100 cm3 
Concentração mol dm-3 Volume de solução mãe (mL) 
0,001 
0,0001 
 
 
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 58 
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Metais Alcalinos 
 
 
OBJETIVOS 
 
• Observar reações do sódio metálico 
• Observar propriedades dos sais de metais alcalinos 
• Identificar metais alcalinos. 
 
 
INTRODUÇÃO 
 
O sódio é um metal fortemente eletropositivo, desloca o hidrogênio da água 
a temperaturas ordinárias. Quando um pequeno pedaço de sódio é colocado em 
água à temperaturas ambiente, ocorre reação violenta e o pedaço de sódio 
rapidamente com a água formando hidróxido de sódio e desprendendo hidrogênio 
conforme a reação: 
2Na(s) + 2H2O →→→→ 2Na
+ + 2OH- + H2. 
Vemos que a reação líquida do sódio metálico consiste essencialmente na 
oxidação do Na0 � Na+, que permanece em solução na forma de íons Na+, 
hidratados. Ao mesmo tempo um átomo de hidrogênio da molécula da água, é 
reduzido do seu número de oxidação +1 na água a zero na molécula de H2 (H
+ → 
H2
0). Para cada molécula de H2O que tenha reagindo forma-se um íon OH
- que 
permanece em solução. 
Metais Alcalinos para utilização em laboratório, devem ser guardados sob 
líquidos inertes, como querosene ou tolueno , pois todos os metais alcalinos 
reagem espontaneamente e a baixa temperatura como o oxigênio e a umidade da 
pele, causando fortes queimaduras. 
Seus óxidos e hidróxidos são sólidos brancos, muito higroscópicos e 
bastante solúveis em água. Seus hidróxidos mais importantes sãoa soda 
cáustica (NaOH) e a potassa cáustica (KOH), que se obtém principalmente por 
eletrólise de soluções de NaCl e KCl. 
Os sais de metais alcalinos, são bastante solúveis e formam eletrólitos fortes 
e os sais de ácidos fracos em solução aquosa apresentam reação alcalina.Os sais 
voláteis dos metais alcalinos dão a chama uma coloração de matizes que os 
identificam: Lítio (carmim), Na (amarelo), K (violeta), Rubídio (vermelho) e 
Césio (violeta). 
MATERIAL REAGENTES 
 
1 béquer de 250ml Sódio metálico (Na(S)) 
2 béquer de 50ml Álcool etílico 
10 pipetas de 5ml NaOH – 2M 
1 vidro de relógio Solução de fenolftaleína 
10 tubos de ensaio Solução de Bromotimol 
Bastão de vidro K2CO3 , NaNO3, Na2S, KCl. 
Espátula NaCl, LiCl KCl 
Alça metálica 
Pinça metálica 
 
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 59 
PROCEDIMENTO 
 
Parte I 
 
1.0 Retire um pedacinho de sódio e corte-o em pequenos fragmentos em um 
papel de filtro. 
2.0 Coloque água destilada em um béquer de 50ml e adicione 3 gotas de 
fenolftaleína. Em seguida vá adicionando os pedacinhos de sódio com 
cuidado para não ficar muito perto. Observe a formação de H2 e do 
NaOH. 
3.0 Em um béquer de 250ml, coloque água até metade de sua capacidade. 
Encha também um tubo de ensaio. Corte um pedacinho de sódio, 
coloque no tubo de ensaio e inverta rapidamente o tubo de ensaio cheio 
no béquer. Observe a formação do gás hidrogênio, aumentando a 
pressão sobre a superfície da água, fazendo com que a coluna líquida 
baixe de nível. 
4.0 Em um béquer de 50ml adicione 10ml de álcool etílico. Corte um 
pedacinho de sódio e coloque no álcool. Observe a reação. 
 
 
Parte II 
 
1.0 1.0 Colocar em 4 tubos de ensaio alguns pequenos cristais dos 
seguintes sais: NaNO3, Na2SO3, KCl e K2CO3 respectivamente . 
Adicionar 3 mL de água destilada em cada tubo e verificar o pH, 
usando pael indicador Universal. 
 
2.0 2.0 Usando uma alça metálica ( nicrômio ), introduzir em 4 tubos 
de ensaio contendo, respectivamente, soluções de LiCl, NaCl e KCl 
e aquecer a chama oxidante do bico de gás. Observar a coloração 
da chama. Realizar os experimentos usando um sal de cada vez. 
 
3.0 Identificar o metal através da análise da chama, de amostras 
desconhecidas fornecidas pelo professor. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 60 
Aula Prática Nº 09 
 
Metais Alcalinos 
 
 
Aluno:_____________________________________Turma:_____ 
Data: __________ 
Parte I 
 Reação Observação 
1 
2 
3 
 
Parte II 
 Sais Observação 
1 NaNO3KCl 
2 Na2SO3, 
3 Na2SO3, 
4 K2CO3 
 
 Sais Observação 
1 LiCl 
2 NaCl 
3 KCl 
 
 
 
 
 
 
 
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 61 
Aula Prática Nº 09 
 
Metais Alcalinos 
 
 
Exercícios de Fixação 
 
 
1. Por que não devemos tocar o sódio com as mãos? 
2. Qual a finalidade da adição das gotas de fenolftaleína? 
3. Qual a reação entre o sódio e o álcool etílico? 
4. Por que não devemos usar pedaços grandes de sódio? 
5. Pela reação de 50g de sódio em água, quanto de NaOH se obtém? 
6. Qual o volume de hidrogênio obtido nas CNTP? 
7. Qual a função da fenolftaleína neste experimento? 
8. Comente a reação entre o sódio e o álcool etílico. 
9. Justifique o valor do pH dos sais de ácidos fracos de metais alcalinos. 
10. Comente a identificação dos metais alcalinos usados no teste da chama. 
 
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 62
AULA PRÁTICA Nº 10 
 
Metais Alcalino Terrosos 
OBJETIVOS 
 
• Identificar as propriedades dos hidróxidos de metais alcalinos terrosos 
• Observar a solubilidade dos sais de metais alcalinos terrosas. 
 
 
INTRODUÇÃO 
 
Os sais de cálcio, magnésio, estrôncio e bário voláteis dão à chama luminosa 
do bico de gás, uma coloração vermelho carmim, alaranjado, vermelho ladrilho e 
amarelo esverdeado, respectivamente. 
Os hidróxidos aumentam consideravelmente suas solubilidade com a 
dimensão do íon metálico, então o hidróxido mais solúvel é o hidróxido de bário, 
isto em função da diminuição da energia de rede. Os óxidos e os hidróxidos dos 
metais alcalinos terrosos apresentam caráter básico e a basicidade aumenta com o 
tamanho do íon metáliuco, isto é, o Mg < Ca < Sr < Ba. Exceto o BeO e o Be(OH)2 
que são anfóteros. 
Entre os sais insolúveis distingui-se os carbonatos e ortofosfatos. A 
solubilidade dos sulfatos diminui do berílio para o rádio; os sulfatos de estrôncio, 
bário e rádio são insolúveis, os de cálcio é parcialmente solúvel, enquanto que os 
de berílio e magnésio são muito solúveis. O cromato de bário diferentemente do 
cromato de estrôncio que se dissolve em ácido acético, é solúvel em ácido 
clorídrico.Os cromatos apresentam coloração amarela.Os carbonatos se dissolvem 
em solução aquosa de dióxido de carbono, formando bicarbonatos. 
 
MATERIAL REAGETES 
 
12 Tubos de ensaio MgO e CaO 
Vidros de relógio Ba(OH)2 sol Sat. 
Pipetas de 5mL Solução de Fenolfatleina 
2 béquer de 50mL MgCl2 - CaCl2 - Sr(NO3)2 - BaCl2 
1 proveta de 25mL H2SO4 
2 funil K2CrO4 
Bastão de vidro 
2 erlenmeyer de 250mL 
Estantes para tubos de ensaio 
Papel de filtro 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 63
PROCEDIMENTO 
 
PARTE I 
 
1. Prepare soluções saturadas de óxido de magnésio e óxido de cálcio. 
2. Adicione ao béquer de 100mL, 25mL de água destilada e 1,0 g de óxido de 
magnésio. Agite bem. 
3. Filtre a mistura tantas vezes quantas forem necessárias, até que tenha obtido 
um filtrado límpido e transparente. Repita o procedimento 2 e 3 usando o óxido 
de cálcio. 
4. Em 3 tubos de ensaio adicione: 
Tubo 1 - 2mL da solução de Mg(OH)2 e 2 gotas de Fenolftaléina 
Tubo 2 - 2mL da solução de Ca(OH)2 e 2 gotas de Fenolftaléina 
Tubo 3 - 2mL da solução de Ba(OH)2 e 2 gotas de Fenolftaléina 
 
5. Observe e anote. 
6. Em um vidro de relógio coloque 2 gotas de cada solução e determine o pH. 
 
PARTE II 
 
01. Adicionar em um tubo de ensaio 3ml de água de cal a 7ml de água 
destilada(sol. saturada de hidróxido de cácio) e 2 gotas de fenolftaleína.Em 
seguida, adicionar CO2 com o auxilio de uma pipeta soprando a solução. 
Observar. 
02. Colocar 4 tubos de ensaio 5ml das soluções diluídas a 5% de MgCl2, CaCl2, 
Sr(NO3)2 e BaCl2. Adicionar 2 ml de H2SO4(1M) aos tubos de 
ensaio.Observar 
03. Repetir o item anterior,trocando a adição de H2SO4 por adição de K2CrO4 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 64
EXPERIÊNCIA No 10 
Metais Alcalino Terrosos 
 
Aluno:________________________________________________Turma:_____ 
Data: __________ 
Parte I 
 
 Hidróxidos pH Observação 
1 
2 
3 
 
Parte II 
 Reação Observação 
1 
 
 
 
 
 Reação Observação 
1 
 
 
2 
 
 
3 
 
 
4 
 
 
 
 
 Reação Observação 
1 
 
 
 
2 
 
 
3 
 
 
4 
 
 
 
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 65
EXPERIÊNCIA No 10 
Metais Alcalino Terrosos 
 
 
Exercícios de Fixação 
 
 
1. Qual o óxido de metal alcalino terroso mais solúvel em água. 
2. Qual a solução é mais fortemente básica ? Quais os valores de pH obtidos 
3. Qual a função medicinal do óxido de magnésio ? Como é conhecida 
vulgarmente a solução deste óxido? 
4. Qual a solubilidade dos hidróxido dos metais alcalinos terrosos ? 
5. Quê precipitado se formou após a adição de CO2 à solução de água de cal na 
presença de fenolftaleína?O que foi observado quando deu-se continuidade a 
adição de CO2 na solução contendo o precipitado formado? 
6. Quais sulfatos se apresentam solúveis e quais se precipitaram (insolúveis)? 
Relate o aspecto e a coloração de precipitado.Escreva as reações. 
7. Com relação aos cromatos identifique os que foram solúveis e insolúveis 
através das reações? Explique o motivo da solubilidade? 
 
 
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 66
AULA PRÁTICA Nº 11 
 
Halogênios 
 
OBJETIVO 
 
Verificar, experimentalmente algumas propriedades dos halogênios. 
 
INTRODUÇÃO 
 
 Os halogênios são elementos pertencentes à família 17 (7A). Os seus 
átomos apresentam 7 elétrons periféricos havendo diferença no número de níveis 
energéticos. 
 Nas reações químicas, os halogênios apresentam propriedades 
oxidantes, recebendo um elétron. 
 A atividade oxidante dos halogênios aumenta com a diminuição do 
raio atômico, sendo o flúor o oxidante mais forte. Suas propriedades redutoras 
apresentam-se muito fracas, sendo o iôdo, em comparação com os outros 
halogênios, um redutor mais forte. 
 Nas condições normais, o flúor (F2) é um gás amarelo; o cloro (Cl2) é 
um gás amarelo-esverdeado; o bromo (Br2) é um líquido castanho que passa 
facilmente a vapor; o iôdo (I2) é uma substância sólida cor vileta-escuro e com 
brilho metálico. 
 As soluções aquosas de iôdo apresentam uma coloração parda. O 
iodo é bastante solúvel em álcool, apresentando coloração semelhante a da solução 
aquosa. Em solventes não polares ou pouco polar, o iodo dissolve-se conservando 
a cor violeta própria das moléculas de I2. Em presença de amido, o iôdo dá uma 
coloração azul. 
 O bromo forma soluções cuja cor varia de dourada a marrom, 
dependendo da sua concentração. A solução aquosa de bromo é chamada água de 
bromo. 
 A água de cloro é uma solução do cloro em água. O cloro reage 
lentamente com a água de acordo com a seguinte equação: 
Cl2 + H2O -----> HClO + HCl 
 A molécula de F2 tem uma atração por elétrons tão forte, que se 
torna perigoso o trabalho com o elemento. Ele reage violentamente com água, 
vidro quente e com a maioria dos metais. Flúor normalmente é armazenado em 
tanques de metal, uma ligação metálica de Ni, Cu e Fe. Este é um dos poucos 
metais não atacados pelo F2. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 67
MATERIAL 
 
Tubos de Ensaio 
Estante para tubos de ensaio 
Bico de bunsen 
Suporte universal c/ garra 
Becker de 100 ml e 250 ml 
Tubo de ensaio grande 
Vareta de vidro 
Pipetas de 5ml 
 
 
REAGENTES 
 
Papel de Indicador Universal 
Ácido clorídrico HCl(concentrado) 
Óxido de Manganês MnO2 
Solução 0,5M de NaOH 
CHCl3 
Solução de KI 
Solução de Kbr 
Solução de AgNO3 
Iõdo 
Solução de amido 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 68
 
PROCEDIMENTO 
 
 PARTE I - Obtenção da água de cloro. 
 
Em laboratório, gás cloro pode ser preparado pela reação de dióxido de manganês com ácido 
clorídrico. A equação para a reação é 
MnO2(S) + 4H+(aq) + 2Cl-(aq) ----> Mn2+(aq) + Cl2(g)+ 2H2O(l) 
Montar o aparelho conforme a figura acima numa capela (O gás cloro é muito irritante). 
1. Colocar uma ponta de espátula de MnO2 no tubo de ensaio grande. 
2. Adicionar 2 ml de Hcl concentrado. Tapar o tubo. 
3. Aquecer. 
4. Recolher o gás cloro no Becker contendo 100ml de água destilada. Borbulha o gás durante 
aproximadamente 1 minuto. 
5. Retirar o tubo de vidro do Becker, antes de retirar o bico de Bunsen. 
6. Reservar a água de cloro para posteriores experiências. 
7. Substituir o Béquer contendo água de cloro por outro Béquer contendo 100ml da solução 
0,5M de NaOH. 
 
PARTE II - Testes para o cloro, bromo e iodo. 
1. Colocar 2 ml de água de cloro em um tubo de ensaio e mergulhar uma tira de papel 
indicador universal. Observar. 
2. Colocar 1,5ml de água de cloro em um tubo de ensaio e adicionar 1,5ml de solução de KI, 
0,1M. Agitar. Observar. Adicionar 1 ml de clorofórmio, CHCl3, agitar e Observar. Identificar 
as substâncias de cada fase da mistura, sabendo-se que o iôdo é solúvel em clorofórmio e 
insolúvel (0,3 g/l) em água. 
3. Colocar 1,5 ml de água de cloro em um tubo de ensaio. Adicione 1,5 ml de solução de Kbr 
0,1M. Agitar. Observar. Adicionar 1 ml de clorofórmio. Agitar e Observar. Identificar as 
substâncias de cada fase da mistura, sabendo-se que o bromo é solúvel em clorofórmio e 
pouco solúvel (3,5%) em água. 
4. Colocar 1 ml de solução de KI em um tubo de ensaio. Adicionar 1 ml de solução de AgNO3. 
Agitar, observar. 
5. Colocar 1 ml de solução de KI em um tubo de ensaio. Adicionar 2,5 ml de solução de 
amido. Agitar. Adicionar uma solução de NaClO gota a gota até que haja uma variação de 
cor. Observar. 
6. Colocar um pequeno cristal de iôdo em um tubo de ensaio. Adicionar 3 ml de água 
destilada. Observar. Adicionar ao mesmo tubo um pequeno cristal de KI. Agitar durante 
30-60 segundos. Observar. Adicionar a esta solução, 2 ml de clorofórmio. Agitar. 
Observar. 
 
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 69
EXPERIÊNCIA No 11 
Halogênios 
Aluno:________________________________________________Turma:_____ 
Data: __________ 
Parte I 
 Reação Observação 
1 
 
 
 
 
 
 
 
 
Parte II 
 
 Reação Observação 
1 
 
 
 
2 
 
 
3 
 
 
4 
 
 
5 
 
 
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Química Geral e Inorgânica Experimental 
 
 
 70
EXPERIÊNCIA No11 
Halogênios 
 
 
 
Exercícios de Fixação 
 
1. Por que na obtenção da água de cloro, devemos retirar o tubo de descarga de 
gás cloro do Becker, antes de retirar o aquecimento? 
 
2. Porque quando se recolhe cloro em água, devemos ao final, substituir o Becker 
contendo água de cloro por outro contendo hidróxido de sódio? 
 
3. O que indica o papel indicador universal quando colocado na água de cloro? 
 
4. Qual a função do clorofórmio b nos ítens 2 e 3 do procedimento. 
 
5. Quantas são as fases e quais as substâncias que compõem cada fase dos ítens 2 
e 3 do procedimento? 
 
6. Por que o iôdo apresenta boa solubilidade em KI? 
 
7. Que é tintura de iôdo? 
 
8. Escreva as equações correspondentes aos ítens 2,3 e 6 do procedimento. 
 
9. Explicar o fenômeno ocorrido no ítem 5 através da reação: 2KI + NaClO + H2O -
---> NaCl + I2 + KOH o que indica a mudança de cor? 
 
10.O que acontece quando se adiciona nitrato de prata à solução de iodeto de 
potássio no ítem 4? Escreva uma equação para justificar sua resposta. 
 
 
 
 
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 71 
Aula Prática nº 12 
Síntese e Caracterização do [Ni(NH3)6]Cl2
 
 
 
OBJETIVO 
• Sintetizar o complexo[Ni(NH3)6]Cl2 
• Caracterizar os íons Cl-, Ni+ e NH3 
 
INTRODUÇÃO 
 
O metal níquel é dúctil e resistente a corrosão. Ocorre na natureza em 
combinação com arsênio, antimônio e enxofre. Apresenta condutividade elétrica e 
térmica elevadas. Em solução aquosa o estado de oxidação +2 é o mais 
importante, sendo pouco comuns as reações de oxidação de +2 para +3. O íon 
Ni(II) em solução aquosa acha-se coordenado a moléculas de água em uma 
geometria octaédrica, formando o íon complexo [Ni(H2O)6]
2+,de cor verde. Em 
muitos casos, a formação de outros complexos ocorre através de reações de 
substituição das moléculas de água por outros ligantes (moléculas neutras: NH3, 
etilenodiamina, etc., ou ânions: Cl-, OH-, etc.). A reação de formação do complexo 
cloreto de hexaaminoníquel(II), por exemplo, resulta da troca de moléculas de 
água por moléculas de amônia, no complexo octaédrico [Ni(H2O)6] 2+, 
 
 
 
 
 
O cloreto de hexaaminoníquel(II), [Ni(NH3)6]Cl2, é um sólido (cristais de 
cor azulvioleta) com estrutura cristalina cúbica, solúvel em água e em solução 
aquosa de amônia, mas insolúvel em amônia concentrada, álcool etílico e éter. 
Este complexo decompõe-se pelo aquecimento liberando NH3(g), transformando-se 
em um sólido de cor verde. O mesmo acontece com sua solução aquosa, que muda 
de azul-violeta para verde com o aquecimento. 
A obtenção de [Ni(NH3)6]Cl2 pode ser feita pela reação entre a amônia 
concentrada 
e solução de cloreto de níquel(II). A equação da reação de obtenção pode ser 
escrita como: 
 
 
 
 
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Materiais 
 
Béquer de 50 e de 100 Ml 
Proveta de 10, de 50 e de 100 mL 
Bastão de vidro; 
Tubos de ensaio (6) e suporte 
Conta-gotas 
Conjunto para filtração à vácuo 
Cápsula de porcelana grande(para banho de gelo) 
Balança 
Espátula e vidro de relógio 
Centrífuga 
Gelo 
Frascos para guardar o produto obtido. 
 
Reagentes 
 
NiCl2.6H2O p.a.; NH3 conc. (d=0,91 g/mL; 25-28 % em massa ou 15 mol/L) 
NH4Cl p.a.; 
Álcool etílico; 
Éter etílico; 
Solução alcoólica de dimetilglioxima 1 % m/v; 
Solução 0,10 mol/L de AgNO3 ; 
Solução 3 mol/L de HNO3 ; 
Solução 1,0 mol/L de NaOH; 
Papel tornassol vermelho e azul. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 73 
 
 
PROCEDIMENTO 
 
Preparar a solução amoniacal de NH4Cl da seguinte forma: 
1. Medir 2,5 mL de NH4OH conc. e colocar em um béquer; 
2. Dissolver NH4Cl pouco a pouco até saturar a solução; 
3. Transferir para uma proveta e completar o volume para 5 mL com NH4OH 
conc.. 
4. Deixar esta solução em repouso até o momento do uso, tampada com um 
vidro de relógio. 
5. Pesar 2,5 g de NiCl2.6H2O, colocar em um béquer pequeno e adicionar água 
destilada gota a gota com agitação, em quantidade mínima, até dissolver 
todo o sal. 
6. Adicionar gradualmente 12,5 mL de solução concentrada de amônia. Neste 
ponto, a cor da solução deve mudar para azul. 
7. Esfriar a solução em água corrente e adicionar 5 mL de solução amoniacal 
de NH4Cl preparada no início da aula. Deixar em repouso por 15 minutos em 
banho de gelo. 
8. Filtrar os cristais obtidos utilizando filtração à vácuo e lavá-los usando uma 
porção de 5 mL de NH4OH conc., seguida de pequenas porções de álcool e 
finalmente de éter, usando as garrafas lavadeiras nesta operação. Explicar 
porque se pode lavar com estes solventes e porque os solventes devem ser 
usados nesta ordem. 
9. Secar os cristais o máximo possível no próprio funil, deixando o sistema de 
vácuo funcionando. 
10. Depois de secos, pesar os cristais obtidos. Anotar o resultado. 
11. Calcular o rendimento prático da obtenção. 
 
 
Caracterização do [Ni(NH3)6]Cl2 
 
Preparar uma solução (ou suspensão) aquosa do complexo para caracterizar 
os componentes do produto obtido e fazer, em tubos de ensaio, as reações 
indicadas a seguir. 
 
 
 
 
 
 
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 74 
 
 
 
Caracterização do Ni2+(aq) 
 
1. Aquecer cuidadosamente 10 gotas da solução estoque do composto, esfriar 
e verificar se o meio está básico, com papel tornassol vermelho. Adicionar 3 
gotas de solução alcoólica de dimetilglioxima. Observar e anotar o resultado. 
2. Adicionar gotas de solução 3 mol/L de HNO3 à solução anterior até observar 
o desaparecimento do precipitado rosa. Adicionar solução de NH4OH conc. E 
observar. 
 
Caracterização do Cl-(aq) 
 
1. Colocar 5 gotas da solução estoque do composto em um tubo de ensaio e 
adicionar 3 gotas de solução de AgNO3 0,10 mol/L. Observar e anotar o 
resultado. Centrifugar, desprezar o sobrenadante e adicionar ao resíduo 10 
gotas de NH3 conc.. Observar e anotar o resultado. 
2. Acidular a solução do item anterior com HNO3 3 mol/L, verificando a acidez 
com papel tornassol azul. Observar e anotar o resultado. 
 
 
Caracterização de NH3 
 
1. Colocar 5 gotas da solução estoque do composto em um tubo de ensaio e 
aquecer cuidadosamente em banho-maria. Aproximar à boca do tubo de 
ensaio uma tira de papel tornassol vermelho umedecida com água destilada. 
Observar e anotar o resultado. 
2. Colocar um pouco do sólido em um tubo de ensaio e aquecer diretamente na 
chama do bico de gás. Aproximar à boca do tubo de ensaio uma tira de 
papel tornassol vermelho umedecida com água destilada. Observar e anotar 
o resultado. 
3. Observação: guardar o composto obtido em frascos preparados 
especialmente para isto. 
 
 
 
 
 
 
 
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Aula Prática nº 10 
Síntese e Caracterização do [Ni(NH3)6]Cl2
 
 
 
Aluno:________________________________________________Turma:_____Data: __________ 
Síntese 
 Reação Observação 
1 
 
 
 
 
 
 
 
Caracterização 
 Reação Observação 
1 
 
 
 
 
 
 
 
2 
 
 
 
 
 
3 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Material complementar a prática 2 
ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS E TRATAMENTO DE DADOS 
1.0 Objetivos 
� Utilizar algarismos significativos. 
� Distinguir o significado de precisão e exatidão. 
2.0 Introdução 
 Muitas observações na química são de natureza quantitativa, isto é, a grandeza de 
alguma propriedade é medida e expressa com um número. Nas ciências físicas as 
propriedades fundamentais mais utilizadas e medidas diretamente são: comprimento, 
tempo, massa e temperatura. Outras propriedades da matéria como volume, densidade 
ou velocidade são quocientes ou produtos destas propriedades fundamentais. Um 
processo de medida envolve, geralmente, a leitura de um número em algum 
instrumento; em conseqüência tem-se quase sempre alguma limitação no número de 
dígitos que expressam um determinado valor experimental. Os dígitos obtidos como 
resultado de uma medida chama-se algarismos significativos. Ao se escrever um número 
considera-se que somente o último algarismo da direita é impreciso. A importância dos 
algarismos significativos é que eles indicam a precisão das medições. As quantidades 
medidas encontram-se normalmente associadas às palavras PRECISÃO e EXATIDÃO. 
 O termo precisão refere-se a quão próximas duas medidas de uma mesma 
quantidade estão uma da outra. 
 O termo exatidão refere-se a quão próximas uma observação experimental está 
do valor verdadeiro. 
 As medidas nunca são feitas com precisão absoluta. As grandezas físicas obtidas 
pela observação experimental sempre apresentam certa incerteza. A precisão de uma 
distância medida com uma régua comum normalmente é realizada apenas até o 
milímetro mais próximo, enquanto um micrômetro pode medir distâncias até 0,01mm ou 
mesmo menores. A precisão de um número é freqüentemente indicada com o símbolo 
seguindo o número em um segundo número indicando o erro máximo que é possível 
esperar. Se o diâmetro de uma barra de aço é dado como 56,47 0,02 mm, isto 
significa que o valor verdadeiro é muito pouco provavelmente menor do que 56,45mm ou 
do 56,49mm. O termo provável pode ser definido em termos estatísticos. 
 A precisão também pode ser expressa em termos do máximo erro fracional ou 
percentual provável. A resistência de um resistor classificado como 47 ohms, 10% 
provavelmente difere de 47ohms por não mais de 10% de 47ohms, aproximadamente 
5ohms, isto é, o verdadeiro valor está compreendido entre 42 e 52ohms. Na barra de aço 
do primeiro exemplo, a incerteza fracional é de (0,02mm)/(56,47mm) ou 
 
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2
aproximadamente 0,00035; o erro percentual é de (0,00035)x(100%), 
aproximadamente 0,035%. 
 Passamos para um outro exemplo, uma substância contém 49,10 g ± 0,02% de um 
constituinte A. Esta substância foi submetida a uma série de pesagens por dois químicos 
que obtiveram os seguintes resultados em gramas: 
Analista 1 – 49,01; 49,25; 49,08 e 49,14. 
 
49,00 49,10 49,20 49,30 49,40
Valor Correto
Valor Médio = 49,12
 
Figura 1 
Analista 2 – 49,40; 49,44; 49,42 e 49,42 
 
49,00 49,10 49,20 49,30 49,40
Valor Correto
Valor Médio = 49,42
49,50 
Figura 2 
 
 Concluímos que os valores obtidos pelo Analista 1 são exatos, pois estão muito 
próximos do valor correto, mas a precisão é inferior a obtida pelo Analista 2. 
 Um outro exemplo, vamos supor que o comprimento de um lápis seja de 22 
centímetros. O comprimento do lápis foi medido com um dispositivo que permite 
aproximações de 0,01 cm. Seis medidas foram realizadas separadamente e o valor médio 
foi calculado. Nas medidas realizadas foram obtidos os seguintes resultados: 20, 14 cm; 
20,17 cm; 20,12 cm; 20,16 cm; 20,15 cm e 20,12 cm. 
 
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3
O Valor Médio das Medidas = Soma dos valores das medidas / número de medidas 
12,20
6
12,2015,2016,2012,2017,2014,20
=
+++++
=ValorMédio cm 
 Embora estes números oscilem em torno da média, nenhuma das medidas está 
próxima do verdadeiro valor do comprimento do lápis que é 22 cm. Como a 
reprodutibilidade do comprimento é boa, pois nenhuma medida difere mais do que 0,03 
cm do valor medido, a PRECISÃO destas medições é alta. Como as medidas individuais e 
o valor médio das medidas não estão próximos do verdadeiro (22 cm), os resultados 
obtidos são considerados de baixa EXATIDÃO. O ideal é que as medidas sejam exatas e 
precisas. Medidas podem ser precisas e não serem exatas devido a algum erro 
sistemático que é incrementado a cada medida. A média de várias determinações é 
geralmente considerada o valor melhor para uma medida do que uma única 
determinação. 
2.1 ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS 
 Um número de pessoas numa sala de aula e uma dúzia de ovos são números 
exatos. Não há dúvidas quanto ao número de pessoas numa sala de aula. E uma dúzia 
de ovos são exatamente doze ovos. Por outro lado, os números obtidos numa medida 
não são exatos. 
 De acordo com a medida da temperatura indicada no termômetro da figura 3a, 
você poderia escrever 25,6 ou 25,7 oC. 
30
20 25
26
 
 Figura 3a Figura 3b 
 Na tentativa de medir a temperatura com precisão até uma casa depois da vírgula 
é necessário fazer-se uma estimativa do último algarismo. Existe a certeza de que a 
temperatura é maior do que 25 oC e menor do que 26 oC, mas o último algarismo é 
duvidoso. O valor da temperatura medida com esse termômetro possui 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. O termômetro 3b possui divisões de 0,1 oC. Assim você poderá obter o valor da 
temperatura com 4 algarismos significativos 25,78 oC ou 25,79 oC, sendo o último 
algarismo duvidoso. 
 
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4
Na leitura de do volume de água em um aparato como uma proveta ou uma 
bureta, você notará que a superfície da água não é plana e forma um fenômeno chamado 
menisco.Leiasempre o ponto mais baixo do menisco. Os valores das medidas da figura 
1C são 20,46ml e 14,60ml. Observe que o algarismo zera da medida 14,60 deve ser 
escrito.Se você escreve somente 14,6ml, você esta dizendo que o valor da medida está 
em 14,5 e14,7 ml. Por outro lado , 14,60 significa um valor entre 14,59 e 14,61 ou entre 
14,58 e 14,62, dependendo do desvio médio . Note também , que escrever as unidades é 
tão importante quanto anotar um número. 
 
 
 
 
 
 
Figura 4 
 
 
 O melhor valor para representar uma medida é a média aritmética dos valores 
medidos, por exemplo: 20,46 mL; 20,42 mL; 20,45 mL; 20,48 mL e 20,48 mL. 
 
 4620
5
48204820452042204620
,
,,,,,ValorMédio =++++= mLO desvio de cada medida será: 
20,46 – 20,46= 0,00 
20,42 – 20,46= 0,04 
20,45 – 20,46= 0,01 
20,48 – 20,46= 0,02 
 20,48 – 20,46= 0,02 
02,0
5
02,002,001,004,000,0
=
++++
=osMédiaDesvi 
Portanto o desvio médio é 0,02 mL e o valor da medida é 20,46 ± 0,02 mL. 
 Quando se usam números com incertezas ou erros para calcular outros números, 
estes também serão imprecisos. É particularmente importante compreender isto quando 
 
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5
se deseja comparar um número obtido através de medidas com um valor obtido por uma 
previsão teórica. Suponha que um estudante queira verificar o valor de (pi), a razão 
entre a circunferência e o diâmetro de um círculo. O valor correto, com dez algarismos, é 
de 3,141592654. Ele desenha um círculo e mede o diâmetro e a circunferência com 
precisão de um milímetro, obtendo valores 135mm e 424mm, respectivamente. Na sua 
calculadora de bolso, obtém o quociente dos dois números, 3,140740741. Há ou não 
concordância com o valor teórico? 
 Para responder a esta questão, é preciso antes reconhecer que, no mínimo, os 
últimos seis algarismos do resultado encontrado pelo estudante não têm significado, 
porque eles implicam admitir uma precisão maior no resultado do que nas medidas. De 
um modo geral, nenhum resultado numérico pode ter mais algarismos significativos do 
que os números que forem usados para calculá-lo. Assim, o valor de que o estudante 
encontrou tem apenas três algarismos significativos e deve ser escrito simplesmente 
3,14 ou no máximo, 3,141 (arredondando a 4 algarismos). Dentro do limite de três 
algarismos significativos, o valor do estudante concorda com o valor real de . 
 O estudante normalmente fará os cálculos aritméticos com uma calculadora de 
bolso, com um mostrador de cinco a dez algarismos. Escrever um resultado com dez 
algarismos significativos a partir de números com três algarismos significativos é não 
somente desnecessário: é um erro real, pois distorce a precisão dos resultados. Tais 
resultados devem ser sempre arredondados para guardar apenas o número de 
algarismos significativos correto ou, nos casos duvidosos, no máximo, um algarismo a 
mais. 
 Em cálculos com números muito grandes ou muito pequenos, as considerações 
sobre algarismos significativos são muito simplificadas pelo uso da notação científica. A 
distância da Terra ao Sol é aproximadamente igual a 149.000.000.000m, mas escrever o 
número desta forma não dá nenhuma indicação a respeito do número de algarismos 
significativos. Certamente a totalidade deles não é significativa! Em vez de escrevê-lo 
assim, move-se a virgula decimal onze casas à esquerda e multiplica-se por 1011, isto é, 
149.000.000.000 m = 1,49.1011 m 
Desta maneira, é claro que o número de algarismos significativos são três. 
Considerações semelhantes são aplicáveis quando números muito grandes ou muito 
pequenos têm de ser multiplicados ou divididos. Por exemplo, a energia E 
correspondente à massa m de um elétron é dada pela equação: E = m.c2 
Em que c é a velocidade da luz. Os números apropriados são m = 9,11.10-31Kg e c = 
3,00.108m.s-1 E = (9,11.10-31) (3,00.108)2 
 E = (9,11)(3,00) (10-31)(108)2 
 
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6
 E = (82,0)(10-31+(2x8)) Kg.m2.s-2 
 Muitas calculadoras de bolso usam a notação científica e, portanto, nos poupam o 
incômodo trabalho de adicionar expoentes, mas o estudante deve ser capaz de fazer 
estes cálculos a mão, quando necessário. A propósito, deve-se notar que o valor da c 
tem três algarismos significativos mesmo que dois deles sejam zero. Com maior 
precisão, c = 2,997925.108m.s-1; portanto seria um erro escrever c = 3,000.108m.s-1. 
 Mais alguns exemplos: 
 34cm + 23,4cm = 57cm 
34cm tem dois algarismos significativos e 23,4cm tem três algarismos significativos. O 
resultado da soma é 57,4cm. Este resultado (com três algarismos significativos) é 
incorreto quanto ao número de algarismos significativos, pois é mais exata do que uma 
das medidas que tem apenas dois algarismos significativos. O resultado dever ser 
expresso pelo número 57cm, que possui dois algarismos significativos. 
 2,34 ohm / 1,455 ohm = 1,60 ohm 
2,34 ohm tem três algarismos significativos e 1,455 ohm tem quatro algarismos 
significativos. O resultado, portanto, não pode ter mais de três algarismos significativos. 
A divisão terá como resultado 1,608247423 ohm, mas pegue apenas três algarismos 
significativos: 1,60 ohm 
 6,02.1023 moléculas x 1,1 = 6,6.1023 
6,02.1023 tem três algarismos significativos. 1,1 possui apenas dois. A multiplicação dará 
como resultado 6,622.1023 o que é incorreto, pois há quatro algarismos significativos. O 
resultado correto deverá ter dois algarismos significativos no máximo, logo: 6,6.1023. 
 O Sistema Internacional de Unidades (SI) que é o antigo sistema métrico 
expandido é um sistema decimal, possuindo sete unidade básicas: 
Tabela 1 – Relação de unidades básicas do SI 
Propriedade Física Nome da 
Unidade 
Símbolo 
Massa Quilograma Kg 
Comprimento Metro m 
Tempo Segundo s 
Corrente elétrica Ampere A 
Temperatura Kelvin K 
Intensidade luminosa Kandela cd 
Quantidade de 
substância 
Mol mol 
 
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7
Além disso, são utilizados os prefixos que indicam frações e múltiplos de dez. São 
dezesseis prefixos do SI. 
Tabela 2 – Relação de prefixos do SI 
Fator Prefixo Símbolo Fator Prefixo Símbolo 
1018 exa E 10-1 deci d 
1015 peta P 10-2 centi c 
1012 tera T 10-3 mili m 
109 giga G 10-6 micro µ 
106 mega M 10-9 nano n 
103 quilo k 10-12 pico p 
102 hecto h 10-15 femto f 
101 deca da 10-18 atto a 
 
3.0 Exercícios 
1. Quantos algarismos significativos existem em cada uma das medidas: 
a) 23,9 cm e) 5 x 1018 átomos 
b) 543.311 km f) 4,11 x 1022 moléculas 
c) 0,029 g g) 17,0 mL 
d) 2,014 x 10-3 mm 
2. Arredonde os seguintes números de forma que fiquem com dois algarismos 
significativos: 
a) 81,42 d) 14,2 
b) 0,517 e) 135 
c) 2,31 x 10-5 f) 0,445 
3. Escreva os números abaixo em potência de 10 (notação científica): 
a) 2.150,1 e) 0,05499 
b) 90.473 f) 3.150 
c) 0,0141 g) 0,000000738592 
d) 0,00032 
4. Faça os cálculos abaixo e escreva a resposta com o número correto de algarismos 
significativos: 
a) 8421 x 25 d) 8.119 x 0,000023 
b) (5,63 x 105) x (7,2 x 103) e) 14,98 + 27,340 + 84,7593 
c) 398/22,0 f) 42,7 + 0,259/28,4445 
 
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8
5. A massa de 6,000 g de uma peça de ferro é medida três vezes em duas balanças 
diferentes, com os seguintes resultados: 
 
Pesage
m 
Balança 1 
(gramas) 
Balança 2 
(gramas) 
1 6,01 5,97 
2 5,99 5,88 
3 6,02 5,92 
 
a) Calcule o desvio médio para cada conjunto de medidas em cada balança. 
b) Qual balança é mais precisa?Explique. 
c) Qual balança é mais exata? Explique. 
 
6. Complete as seguintes conversões: 
a) 12 g = _______ kg 
b) 160 m =________mm 
c) 2.080 mg = ____________g 
d) 36 mL = _____________litros 
e) 21 g = ______________mg 
f) 37,6 dm3 = ____________cm3 
g) 18 mL = ___________cm3 
h) 5,19 m = __________cm. 
7. A nave espacial Voyager I em vôo até Saturno revelou que a temperatura na 
superfície de Titan (uma das luas de Saturno) é 93 K. Qual a temperatura em graus 
Celsius? 
8. A distância entre os centros de dois átomos de oxigênio numa molécula, O2, é 1,21 Å 
(1Å = 10-10 m). Qual é a distância em cm? 
 
 
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Material complementar a prática 4 
Soluções 
 
Uma solução, no sentido mais amplo, é uma dispersão homogênea de duas ou 
mais substâncias moleculares ou iônicas. 
No âmbito mais restrito, as dispersões que apresentam as partículas do disperso 
(soluto) com um diâmetro inferior a 10 Å, são denominadas soluções. 
Quando este diâmetro situa-se entre, 10 e 1000 Å ou entre 1 a 100 nm (sendo 1nm = 10-9 
m) temos dispersões coloidais. As dispersões coloidais são misturas heterogêneas (ainda 
que possa parecer às vezes uma mistura homogênea). 
As partículas dispersas não se sedimentam, nem podem ser filtradas por filtração 
comum, tais partículas são chamadas de colóides. As partículas coloidais podem ser 
fomadas por até milhares de átomos ou moléculas (o caso do leite por exemplo : o 
dispersante é a água e o disperso, a partícula dispersa, é a caseína , uma proteína.)Entre os 
produtos que conhecemos muitos são dispersões coloidais como: leite, maionese, creme 
chantilly, rubi, neblina, fumaça, queijo, safira, pedra-pomes, espuma de sabão , geléias, 
gelatina pronta, cremes hidratantes, gelatinas, goma arábica, dispersões de proteínas (como 
albumina bovina), entre outros. 
Neste caso, pode-se fazer a seguinte classificação: 
Tipos de dispersões coloidais: 
Sol dispersão coloidal na qual o dispersante é o líquido e o disperso é o 
sólido, por exemplo um pouco de maizena com água. 
 
Gel dispersão coloidal na qual o dispersante é o sólido e o disperso é o 
líquido, por exemplo gelatina pronta e geléia. 
 
Emulsão dispersão coloidal no qual o dispersante é o líquido e o disperso é o 
líquido, por exemplo cremes hidratantes a base de óleo e água , você sabe pelo tópico 
misturas que água e óleo não interagem , são utilizadas 
então substâncias que facilitam tal interação, elas são chamadas emulsificantes (que 
funcionam como um "sabão" unindo água e óleo).Preste atenção nos produtos que você 
compra no supermercado e veja quais possuem emulsificantes. 
 
Espuma sólida dispersão coloidal na qual o dispersante é o sólido e o disperso é gasoso, 
como por exemplo pedra –pomes (aquelas utilizadas nos salões de beleza). 
 
Espuma líquida dispersão coloidal na qual o dispersante é o líquido e o disperso é gasoso, 
como por exemplo espuma de sabão e creme chantilly. 
 
Aerossol sólido: dispersão coloidal na qual o dispersante é gasoso e o disperso é sólido, 
por exemplo a fumaça . 
 
 
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Química Básica Experimental 
 
 
Aerossol líquido dispersão coloidal na qual o dispersante é o gasoso e o disperso é o 
líquido ,por exemplo a neblina 
 
Sol sólido dispersão coloidal na qual o dispersante é sólido e o disperso é sólido, por 
exemplo o rubi e a safira . 
Existe um outro tipo de mistura heterogênea que são as suspensões (dispersões 
grosseiras), quando as partículas do disperso possuem diâmetro superior a 1000 Å. Elas 
parecem dispersões coloidais, mas de fato suas partículas tem dimensões superiores a 100 
nm. É o caso do leite de magnésia, o “leite de magnésia” constitui uma dispersão grosseira 
de partículas de hidróxido de magnésio (aglomerados de íons Mg2+ e OH-) em água. Um 
outro exemplo seria da mistura formada entre água e areia. 
 
Algumas Características das Soluções 
Nas soluções, as partículas do soluto não se separam do solvente sob a ação de ultra 
centrífugas, não são retidas por ultra filtros e não são vistas através de microscópios 
potentes. Os instrumentos citados conseguem separar, reter e visualizar as partículas do 
soluto numa dispersão coloidal. Já na dispersão grosseira, as partículas do soluto são 
separadas, retidas e visualizadas com auxílio de instrumentos comuns. Portanto, numa 
solução, o soluto e o solvente constituem uma fase única e toda mistura homogênea (aquele 
cujo aspecto é uniforme ponto aponto) constitui uma solução. 
 
Classificação das soluções com relação à quantidade de soluto dissolvido 
A solubilidade é uma propriedade que serve para descrever quantitativamente a 
composição de uma solução. Em geral, existe um limite de solubilidade, onde não se 
consegue dissolver mais soluto no solvente. Esse limite é estabelecido pelo coeficiente de 
solubilidade e depende da natureza do soluto e do solvente, da temperatura e da pressão. 
 
 FATORES QUE AFETAM A SOLUBILIDADE 
 
Natureza do Solvente e do Soluto 
Uma regra importante para descrever a solubilidade é que “semelhante dissolve 
semelhante”. Assim, é de se esperar uma solubilidade mais alta quando as moléculas do 
soluto são semelhantes na estrutura e propriedades elétricas do solvente. Por esta razão, a 
água, que é uma substância polar, é um bom solvente para o álcool, que também é uma 
substância polar, porém, um solvente ruim para a gasolina, que é um composto não polar. 
Temperatura 
A variação da solubilidade com a temperatura está intimamente relacionada com o 
calor de dissolução da substância. De maneira geral, não há uma regra global para a 
variação da solubilidade de sólidos, líquidos e gases. Usualmente, a solubilidade de gases 
diminui e dos sólidos e líquidos aumenta com o aumento da temperatura da solução. 
Porém, isto não é verdadeiro para todas as situações. Como exemplo temos gases que não 
são solúveis em outros solventes líquidos, além disto, a solubilidade de substâncias como o 
carbonato de lítio em água diminui com o aumento de temperatura. 
Pressão 
 
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A solubilidade de líquidos e sólidos não é praticamente afetada por esta 
propriedade. Contudo, a solubilidade dos gases aumenta com o aumento da pressão parcial 
do gás. Para dissolução de gases em líquidos, a solubilidade é governada pela Lei de Henry: 
A concentração de um gás, em um líquido, a uma dada temperatura constante, é 
diretamente proporcional à pressão parcial do gás na solução. 
Cgás = kgás x Pgás portanto C1/P1 = C2/P2 
 
onde kgás é uma constante específica para cada gás. 
 
Um bom exemplo de solubilidade de gases em líquidos, que faz parte do dia a dia 
das pessoas, são os refrigerantes. Os refrigerantes de um modo geral são Soluções de gás 
carbônico em água. O gás carbônico é inserido na garrafa sob elevada pressão, assim, sua 
solubilidade com a garrafa fechada é alta, pois depende da pressão parcial de CO2 na fase 
gasosa. Quando a garrafa é aberta, a pressão de gás carbônico diminui e, conseqüentemente 
a sua solubilidade, formando por isto bolhas que escapam da bebida. 
 
Classificação de Soluções 
Com base na solubilidade, as soluções podem ser classificadas em três tipos: 
1. soluções insaturadas: contém, numa certa temperatura, uma quantidade de soluto 
dissolvido menor que a sua solubilidade nesta temperatura, ou seja, a quantidade de soluto 
não atinge o coeficiente de solubilidade e mais soluto pode ser dissolvido a uma dada 
temperatura e pressão; Exemplo: a solubilidadedo acetato de sódio (CH3COONa) é igual a 
123,5g/100g de água a 20ºC. Uma solução que contém 80g desse sal em 100g de água a 
20ºC é uma solução insaturada. 
2. Solução saturada: contém, numa dada temperatura, uma quantidade de soluto 
dissolvido igual à sua solubilidade neste temperatura, ou seja a quantidade de soluto atinge 
o coeficiente de solubilidade e, se mais soluto for adicionado, este se precipita da 
solução,formando um corpo de fundo. Então, uma solução saturada pode (ou não) 
apresentar corpo de fundo (excesso de precipitado). Exemplo: 123,5 g de acetato de sódio 
em 100g de água a 20ºC. 
3. Solução supersaturada: contém, numa dada temperatura, uma quantidade de soluto 
dissolvido maior que a sua solubilidade nesta temperatura (solução metaestável). Uma 
solução supersaturada pode ser obtida por aquecimento de uma solução saturada com corpo 
de fundo, seguido por resfriamento lento para evitar a precipitação do excesso de soluto. A 
quantidade de soluto supera o coeficiente de solubilidade. Este tipo de solução geralmente é 
preparada alterando-se a temperatura do meio. Por exemplo, o cloreto de potássio aumenta 
sua solubilidade com o aumento de temperatura, assim, se tivermos uma solução saturada 
com excesso de cloreto de potássio, este pode ser dissolvido aquecendo-se a solução. 
Curiosamente, se a solução é resfriada lentamente pelo ambiente, o excesso de soluto 
dissolvido não se precipita e a solução é descrita por estar em equilíbrio metaestável. Isto é, 
se adicionarmos um pequeníssimo cristal de cloreto de potássio ou fizermos uma pequena 
perturbação mecânica, todo o excesso de soluto cristaliza e a solução retorna ao seu estado 
original de saturação. 
 
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“Uma solução supersaturada”: é uma solução metaestável porque tem sempre tendência a 
abandonar o estado de sobre saturação para um estado de saturação.Exemplo: 124,0 g de 
acetato de sódio dissolvidos em 100g de água a 20ºC. 
 
CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES COM RELAÇÃO AO ESTADO FÍSICO 
 
Soluções sólidas: o dispersante (solvente) é sempre sólido e o soluto pode ser sólido, 
líquido ou gasoso. Exemplos solvente soluto 
prata de lei: cobre/ prata . 
Aço: ferro/ carbono. 
 
Soluções Líquidas: o solvente é sempre líquido e o soluto pode ser sólido, líquido ou 
gasoso.Exemplos solvente soluto 
Solução aquosa de oxigênio: água /oxigênio aquoso 
Salmoura: água /cloreto de sódio 
Vinagre: água /ácido acético 
 
Soluçõesgasosas: o solvente e o soluto são sempre gases. 
Exemplo: O ar é uma mistura de muitos gases- oxigênio, gases nobres, vapor de água, 
dióxido de carbono, entre outros- solubilizados em nitrogênio gasoso. 
 
 Expressão da Concentração de Soluções 
A concentração de uma solução é a relação entre a quantidade de soluto e a 
quantidade do solvente ou da solução. Uma vez que as quantidades de solvente e soluto 
podem ser dadas em massa, volume ou quantidade de matéria, há diversas formas de se 
expressar a concentrações de soluções. As relações mais utilizadas são: 
 Concentração em grama 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) 
 
Exemplo 
O hipoclorito sódio, NaClO, produz uma solução alvejante quando dissolvido em 
água. A massa de NaClO, contida numa amostra de 5,00 mL de alvejante foi determinada 
como sendo igual a 150 mg. 
Qual é a concentração (em gramas por litro ) do hipoclorito de sódio nessa solução? 
Atenção: transformação unidades: 
 
Concentração em Quantidade de Matéria 
 
É a relação entre a quantidade de matéria do soluto (nsoluto) e o volume da solução 
(V)em litros. No passado, esta unidade de concentração era denominada molaridade ou 
concentração molar. Atualmente por recomendação da International Union of Purê and 
 
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Applied Chemistry (IUPAC), o emprego desses termos vem sendo evitado. Em seu uso 
correto, a palvara “molar” significa “por mol”, e não “por litro”, como na definição de 
molaridade. O emprego do termo molar restringe-se ao seu significado correto- por mol- 
como nas expressões massa molar, volume molar, entropia molar, energia molar. Assim, 
molar não será usado aqui para significar “ mol por Litro”, como na antiga definição de 
molaridade. Nesse sentido, uma das formas mais usuais de expressão de concentração de 
soluções conhecida como molaridade, é redefinida como concentração em quantidade de 
matéria. A quantidade de matéria do soluto (n soluto, anteriormente chamada “número de 
mol”) é a relação entre a massa do soluto (m soluto) e a sua massa molar (M, a massa de 
1,0 mol da substância), expressa em g mol-1. 
 
Exemplo: Qual é a concentração (em quantidade de matéria) da solução que contèm 9,8 g 
de ácido sulfúrico em água suficiente para 10, 0 litros de solução? 
 
 Molalidade 
É a relação utilizada sempre que se pretende expressar concentrações independentes 
da temperatura, pois é baseada na massa, e não no volume das soluções. A molalidade de 
uma solução é calculada como o quociente entre a quantidade de matéria do soluto(nsoluto, 
expressa em mol)e a massa total da solução (em Kg): 
Fração em mol 
Muito utilizada em cálculos físico-químicos, a fração em mol(X) de um componente 
A em solução (previamente denominada ”fração molar”), é a razão da quantidade de 
matéria do componente (n componente) pela quantidade de matéria total de todas as 
substâncias presentes na solução (n total). Se os componentes da solução foram 
denominados A ,B, C, etc., pode-se escrever: 
 
Normalidade (N) 
É a relação entre o número de equivalentes-grama do soluto e o volume da solução, 
expresso em litros. No passado, esta unidade foi muito utilizada em cálculos relacionados 
com titulação. Atualmente, o uso da normalidade não é recomendado pela IUPAC, uma vez 
que esta unidade de concentração não enfatiza o conceito de mol ou estequiometria da 
reação química entre reagentes e produtos. Além disso, o valor numérico do equivalente –
grama de alguns compostos químicos (e portanto a normalidade da solução que os contém) 
varia de acordo com a reação química em que a substância (ou a solução) é utilizada, 
portanto este termo é abandonado na expressão de concentrações e todos os cálculos 
químicos antes associados às definições de equivalentes-grama e números de equivalentes 
passaram a ser desenvolvidos com base nas equações balanceadas e nas definições de 
massa molar e quantidade de matéria. 
 
Composição Percentual (título) 
Um método bastante usual de expressão da concentração baseia- se na composição 
percentual da solução. Esta 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) 
 
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ou 10%(V/V). 
A relação m/m corresponde à base percentual mais usada na expressão da 
concentração de soluções aquosas concentradas de ácidos inorgânicos (como HCl, H2SO4, 
HNO3). 
Exemplos: 
100g de solução concentrada de HCl a 36% (m/m) contêm 36g de cloreto de hidrogênio e 
64g de água. O ácido sulfúrico concentrado adquirido no comércio contêm cerca de 98% 
(em massa) de soluto (H2SO4 líquido), ou seja, 100 g do ácido comercial contêm 98 g de 
H2SO4 e 2 g de água. 
Exercício: 
Calcule a massa de HCl contida numa amostra de 210 g de ácido clorídrico concentrado de 
título igual 37% (m/m). 
Observação: 
Os termos diluído e concentraçãosão apenas termos relativos. Uma solução diluída 
contém somente uma fração do soluto contido numa solução concentrada. 
 
Exercícios de Fixação 
 
(1) Prepare uma solução ( c = 0,2 mol/L) de cloreto de sódio (NaCl). 
(MNaCl= 58,44 g/mol) 
 
 (2) Prepare uma solução ( c = 0,35 mol/L) de Hidróxido de potâssio (KOH). 
(MKOH= 56,11 g/mol) 
 
 (3) Qual é a concentração de uma solução de 123,45 g de ácido sulfúrico em 3 litros de 
água? 
(Mácido sulúrico= 98,08 g/mol) 
 
 (4) Calcule a massa de ácido nítrico contida numa amostra de 420,36 g de ácido nítrico 
com 
concentração de título igual 15 % (m/m). 
 
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Química Geral e Inorgânica Experimental 
 
 
 
ROTEIRO DE RELATÓRIO 
 
 O aluno deverá apresentar um relatório que deve constar, além do sumário, 
sete itens: capa com a identificação da experiência, introdução, finalidade ou 
objetivos, parte experimental, resultados e discussão, conclusão e bibliografia, 
descritos como seguem: 
1. Capa – nome da instituição, departamento, curso, componente curricular, 
identificação do aluno, o número e nome da experiência, local, data etc. 
2. Introdução – Uma breve revisão sobre o tema do experimento. 
3. Finalidade – de forma objetiva o aluno deve citar os principais objetivos da 
experiência. 
4. A parte experimental deve ser cuidadosamente descrita com o verbo no passado e 
na forma impessoal. Veja o roteiro recebido da prática lá consta os materiais 
utilizados e o procedimento em si. 
5. Na parte de resultados e discussão o aluno deverá apresentar todas as reações 
realizadas devidamente balanceadas. No caso de haver folha de dados, esta deverá 
ser transportada para o relatório devidamente preenchida. 
O aluno deve responder as questões relativas ao tratamento de dados, atentando para 
o cuidado de fazer os cálculos exigidos no caso das práticas envolvendo reagente 
limitante e rendimento. Os cálculos devem ser devidamente apresentados. 
6. Conclusão - Indicar se os resultados obtidos concordam com os valores conhecidos 
através da literatura ou cálculos teóricos. Procure explicar as diferenças 
observadas. Discuta se a finalidade da experiência foi alcançada. 
7. Bibliografia – Listar os livros, sítios e revistas consultados. 
8. Um relatório é um resumo de uma prática. Portanto a sua apresentação adequada 
é fundamental, isso inclui clareza, organização e uma grafia legível de forma que 
possa ser entendido por qualquer pessoa que dele necessite. Assim, mesmo que o 
relatório seja escrito a mão, utilize um papel adequado (tipo ofício), mantenha a 
limpeza e estética na confecção do mesmo.