Apostila de Química Experimental 2014

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Laboratório Muldicisplinar 
Campus Lagoa do Sino 
 
 
 
 
 
Química 
 
 
 
Profa. Dra. Andréia Pereira Matos 
Profa. Dra. Anne Alessandra Cardoso Neves 
 
 
 
 
 
Aulas Práticas 
 
 
 
2014 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA 
Profa. Dra. ANDREIA PEREIRA MATOS 
Profa. Dra. ANNE ALESSANDRA CARDOSO NEVES 
 
 
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Aula 1 - AVISOS E NORMAS – SEGURANÇA NO LABORATÓRIO 
 
 
1. É obrigatório o uso de avental (BRANCO), comprido até os joelhos com mangas compridas 
devidamente identificado. 
2. Durante as aulas práticas os cabelos deverão ser mantidos presos. 
3. Exige-se o máximo de pontualidade a fim de não serem perdidas a explicações dadas no 
início das aulas. 
4. Cada aluno terá seu grupo e local de trabalho determinados que serão conservados até o 
final do curso não sendo permitido trocas. 
5. Fica o aluno responsável pelo material a ele entregue, devendo conferi-lo no início e no 
final da prática, quando será devolvido ao professor tal como lhe foi entregue. 
6. Durante as aulas práticas é proibido fumar sob qualquer pretexto. 
7. Pede-se trazer às aulas práticas unicamente o material necessário, evitando as bolsas, 
maletas, sacolas, etc. 
8. Sugere-se ao aluno trazer, um caderno de laboratório, para arquivo de roteiros de aulas. 
9. As anotações e os dados obtidos deverão ser registrados no caderno de laboratório. 
10. Não haverá reposição de aula perdida. O aluno faltoso não poderá EVIDENTEMENTE 
apresentar o relatório da aula perdida. 
11. Faça apenas as experiências indicadas, seguindo rigorosamente as instruções dadas e 
lidas previamente. As experiências não autorizadas serão proibidas. 
12. Antes de tomar uma iniciativa, em que tenha dúvida, consulte seus apontamentos ou o 
professor. 
13. Em caso de acidentes procure imediatamente o professor, mesmo que não haja danos 
pessoais ou materiais. 
14. Nunca use equipamento de vidro trincado ou quebrado. 
15. Não deixe torneiras de gás abertas, notando-se algum vazamento avise o professor. 
16. Use a chama do bico de gás apenas quando necessário apagando-a imediatamente após 
terminada a operação. 
17. Nunca acenda um bico de gás perto de material inflamável. 
18. Nunca aqueça um tubo de ensaio apontando sua extremidade aberta para um colega. 
19. Não leve à boca, nem aspire nenhuma substância desconhecida. 
20. Antes de usar qualquer reagente leia cuidadosamente o rótulo do frasco, para ter certeza 
de que é o reagente desejado. 
21. Conserve limpos seu equipamento e seu balcão de trabalho. 
22. Evite derramar líquido, mas se o fizer, lave imediatamente o local. 
23. Todo material usado, principalmente vidraria, deve ser lavado logo após o uso. 
24. Jogue todos os sólidos e pedaços de papel usados no cesto de lixo. Nunca jogue nas pias: 
fósforos, papel de filtro ou qualquer outro sólido. 
25. Ao descartar qualquer reagente, analisar antes sua natureza. Somente descarte nas pias, 
com autorização e orientação do professor. 
26. Ao diluir um ácido, coloque o ácido na água, nunca a água no ácido. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA 
Profa. Dra. ANDREIA PEREIRA MATOS 
Profa. Dra. ANNE ALESSANDRA CARDOSO NEVES 
 
 
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SEGURANÇA EM LABORATÓRIOS QUÍMICOS 
 
 
RISCOS MAIS COMUNS: 
 Uso de substâncias TÓXICAS, CORROSIVAS, INFLAMÁVEIS, EXPLOSIVAS, VOLÁTEIS, 
ETC. 
 Manuseio de material de vidro; 
 Trabalho a temperaturas elevadas; 
 Trabalho a pressões diferentes da atmosférica; 
 Uso de fogo; 
 Uso de eletricidade. 
 
RISCOS QUÍMICOS: 
1- Formas de Agressão por Produtos Químicos: 
 Inalação 
 Absorção cutânea 
 Ingestão 
 
2- Limites de Tolerância: 
 
 A ação e efeito dos contaminantes dependem de fatores como: 
 Tempo de exposição; 
 Concentração e características físico-químicas do produto; 
 Suscetibilidade pessoal; 
 E outras... 
 
3- Medidas Básicas de Segurança: 
 
 A- Medidas relativas às instalações 
 B- Medidas relativas às operações específicas 
 C- Medidas relativas ao pessoal 
 
 
A- MEDIDAS RELATIVAS ÀS INSTALAÇÕES: 
 
 LABORATÓRIO: Localização 
 Instalações elétricas e hidráulicas 
 Tubulações para gases 
 Capelas 
 Armazenagem de produtoS 
 PREVINIR E CONTORNAR EMERGÊNCIAS: 
 Proteção contra incêndios 
 Chuveiros de emergência 
 Lavadores de olhos 
 Sinalização de segurança: Cores adequadas, cartazes, placas, etc... 
Exemplo: a cor amarela é utilizada para indicar canalizações de gás não liquefeito 
A cor verde é utilizada para tubulações de água, a cor azul é utilizada para ar comprimido. 
 
B- MEDIDAS RELATIVAS ÀS OPERAÇÕES ESPECÍFICAS: 
 
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 Manuseio de produtos químicos 
 Pesquisar propriedades químicas, físicas e toxicológicas FICHAS E TABELAS 
 Rotulagem 
 Operações envolvendo produtos voláteis e tóxicosCAPELA 
 Operações com vidrarias 
 Despejos de resíduos 
 
C- MEDIDAS RELATIVAS AO PESSOAL: 
 
 Uso de equipamentos de proteção individual (EPI): 
 
 Avental Protetores faciais 
 Óculos Máscaras para gases, etc... 
 Luvas 
 Treinamentos periódicos 
 Normas pessoais de segurança. 
 
 
 
ACIDENTES MAIS COMUNS EM LABORATÓRIOS E PRIMEIROS SOCORROS 
 
 
QUEIMADURAS 
 
 Superficiais: quando atingem algumas camadas da pele. 
 Profundas: quando há destruição total da pele. 
 
A) QUEIMADURAS TÉRMICAS - causadas por calor seco (chama e objetos aquecidos) 
 
A1) Tratamento para queimaduras leves - pomada picrato de butesina, paraqueimol, furacim 
solução, etc. 
A2) Tratamento para queimaduras graves - elas devem ser cobertas com gaze esterilizada 
umedecida com solução aquosa de bicarbonato de sódio a 1%, ou soro fisiológico, 
encaminhar logo à assistência médica. 
 
B) QUEIMADURAS QUÍMICAS - causadas por ácidos, álcalis, fenol, etc. 
 
B1) Por ácidos: lavar imediatamente o local com água em abundância. Em seguida, lavar com 
solução de bicarbonato de sódio a 1% e, novamente com água. 
B2) Por álcalis: lavar a região atingida imediatamente com água. Tratar com solução de ácido 
acético a 1% e, novamente com água . 
B3) Por fenol: lavar com álcool absoluto e, depois com sabão e água. 
 
ATENÇÀO: Não retire corpos estranhos ou graxas das lesões - Não fure as bolhas 
existentes. 
Não toque com as mãos a área atingida. - Procure um médico. 
 
 
C) QUEIMADURAS NOS OLHOS 
 
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Lavar os olhos com água em abundância ou, se possível, com soro fisiológico, durante vários 
minutos, e em seguida aplicar gazes esterilizada embebida com soro fisiológico, mantendo a 
compressa, até consulta a um médico. 
 
 
 
ENVENENAMENTO POR VIA ORAL 
 
A droga não chegou a ser engolida: Deve-se cuspir imediatamente e lavar a boca com muita 
água. Levar o acidentado para respirar ar puro. 
A droga chegou a ser engolida: Deve-se chamar um médico imediatamente. Dar por via oral 
um antídoto, de acordo com a natureza do veneno. 
 
INTOXICAÇÃO POR VIA RESPIRATÓRIA 
 
Retirar o acidentado para um ambiente arejado, deixando-o descansar. 
Dar água fresca. Se recomendado, dar o antídoto adequado. 
 
 
 
 ATENÇÃO: "A CALMA E O BOM SENSO SÃO AS MELHORES PROTEÇÕES CONTRA 
ACIDENTES NO LABORATÓRIO". 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
CARVALHO, P. R. Boas Práticas Químicas em Biossegurança. Rio de Janeiro: Interciência. 
1999. 132p. 
 
GONÇALVES, D; WAL, E; ALMEIDA, R.R. Química Orgânica Experimental. São Paulo: 
MacGraw-Hill, 1988. 269p. 
 
SAVARIZ, M. Manual de Produtos Perigosos: Emergência e Transporte. 2 ed. Porto Alegre:Sagra - DC Luzzatto. 1994. 264p. 
 
SCHVARTSMAN, S. Produtos Químicos de Uso Domiciliar: Segurança e Riscos 
Toxicológicos 
2 ed. São Paulo: ALMED, 1988. 182p. 
 
SEGURANÇA E SAÚDE NO TRABALHO. 8 ed. São Paulo: IOB, 1997. 360p. 
 
STELLMAN, J.M.; DAUM. S.M. Trabalho e Saúde na Industria II : Riscos Físicos e Químicos 
e Prevenção de Acidentes. São Paulo: E.P.U. e EDUSP, 1975. 148p. 
 
CONSELHO REGINAL DE QUIMICA IV REGIÃO – COMISSÃO DE ENSINO TECNICO “ 
Guia de Laboratório para Ensino de Química, Instalação, montagem e Operação 
www.crq4.org.br 
 
 
 
 
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Profa. Dra. ANNE ALESSANDRA CARDOSO NEVES 
 
 
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EQUIPAMENTO BÁSICO DE LABORATÓRIO 
OBJETIVOS 
 Familiarizar o aluno com o equipamento de uso mais freqüente em laboratório. 
 Desenvolver no aluno habilidades para o manuseio e a conservação de equipamentos de 
uso rotineiros, em laboratório. 
 
 
Para executar uma determinada experiência em Química, utiliza-se uma grande variedade de 
equipamentos simples, mas com finalidades específicas. 
O uso de um determinado equipamento depende dos objetivos e das condições em que a 
“experiência” será realizada. 
De um modo geral, pode-se dizer que os equipamentos abaixo relacionados têm os seguintes 
usos: 
 
 
 
A) MATERIAL DE VIDRO 
 Balão volumétrico  Calibrado, utilizado no preparo de soluções de concentrações 
definidas. 
 Bastão de vidro  Também chamado de bagueta, usado na agitação e transferência de 
líquidos. 
 Béquer  Recipiente utilizado para o preparo de soluções, aquecimento de líquidos, etc. 
 Bureta  Equipamento calibrado para medida precisa de volume de líquidos. Muito 
utilizada em titulações. 
 Balão de destilação  Frasco com saída lateral utilizado para destilação de líquidos. 
 Balão de fundo chato ou de Florence  Frasco destinado a armazenar líquidos. 
 Balão de fundo redondo  Utilizado para colocação do líquido a ser destilado e 
aquecimento em manta elétrica 
 Balão Kjeldahl  Frasco utilizado para digestão orgânica (via úmida). 
 Cálice graduado  Recipiente utilizado para medida aproximada de volumes. 
 Condensador  Equipamento destinado à condensação de vapores, em destilações ou 
aquecimento sob refluxo. 
 Dessecador  Utilizado no armazenamento de substâncias quando se necessita de uma 
atmosfera com baixo teor de umidade. 
 Erlenmeyer  Frasco utilizado para aquecer líquidos ou efetuar titulações. 
 Frasco conta-gotas  Utilizado para armazenar líquidos que serão usados em gotas, 
geralmente indicadores. 
 Frasco para reagentes  Com tampa e utilizado para armazenar soluções. 
 Funil  Utilizado na transferência de líquidos de um frasco para outro ou para efetuar 
filtrações simples. 
 Funil de separação  Equipamento usado para separar líquidos não miscíveis. 
 Kitasato  Frasco munido de saída lateral e usado em filtrações a vácuo. 
 Pesa filtro  Recipiente destinado a pesagem de sólidos e ao armazenamento de 
substâncias em dessecador. 
 Pipeta  Equipamento calibrado para medida precisa de volume de líquidos. Existem dois 
tipos de pipetas: 
1- Pipeta graduada  Utilizada para escoar volumes variáveis de líquidos. 
2- Pipeta volumétrica  Utilizada para escoar volumes fixos de líquidos. 
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 Proveta  Também chamada cilindro graduado, destinada à medidas aproximadas de 
volumes de líquidos. 
 Tubo de ensaio  Utilizado para realizar reações químicas em pequena escala. 
 Tubo capilar  tubo de vidro de diâmetros pequenos, utilizados em determinação de 
ponto de fusão e ebulição. 
 Tubo de vidro Utilizado para a conexão de diferentes equipamentos podendo ser 
moldado para o fim específico. 
 Vidro de relógio  Usado geralmente para cobrir béqueres contendo soluções, para 
secagem de um sólido, etc. 
 Tubo de Thiele  Utilizado como sistema de aquecimento em determinação de ponto de 
fusão e ebulição. 
 Termômetro  Usado em medidas de temperatura (ºC) 
 Junta de vidro esmerilhado  Usada na montagem de diversas aparelhagens. 
 
B) MATERIAL DE PORCELANA 
 Cadinho  Utilizado para a calcinação (queima) de substâncias. 
 Cápsula  Usada para efetuar evaporação de líquidos. 
 Funil de Buchner  Utilizado em filtrações por sucção devendo ser acoplado em um 
kitasato. 
 Gral (almofariz) e pistilo  Destinados a pulverização de sólidos. 
 Triângulo  Peça de ferro com porcelana, usado principalmente como suporte em 
aquecimento de cadinhos. 
C) OUTROS MATERIAIS 
 Suporte universal Sustentação de equipamentos em geral. 
 Anel de ferro  Usado como suporte para funil de vidro ou tela metálica. 
 Bico de gás (Bunsen)  Fonte de calor destinada ao aquecimento de materiais não 
inflamáveis. 
 Borboleta Peça adaptável ao bico de gás, destinada a espalhar chama. 
 Escova para lavagem ou Cepilho Escova de pêlo destinada à limpeza. 
 Espátula  Usada para transferir substâncias sólidas. 
 Furador de rolhas  Utilizado na perfuração de rolhas, de cortiça ou borracha. 
 Funil de cobre  Utilizado em filtrações a quente 
 Garra  Peça metálica usada para montar aparelhagem em geral. A garra é presa a um 
suporte pela mufa. 
 Pinças Peças de vários tipos, como Mohr e Hofmann, cuja finalidade é impedir ou reduzir 
o fluxo de líquidos ou gases através de tubos flexíveis. Existem outros tipos de pinças 
usadas para segurar objetos aquecidos, como cadinho, pinça para cadinho. 
 Pêra de borracha  Equipamento que se acopla à uma pipeta, com finalidade de aspirar 
líquidos venenosos. 
 Pisseta (frasco lavador)  Frasco usado para efetuar a lavagem de recipientes com jatos 
do líquido nele contido 
 Tela de amianto  Tela metálica, contendo amianto, utilizado para distribuir 
uniformemente o calor de um bico de gás. 
 Tripé  Usado como suporte, principalmente de telas e triângulos. 
 Trompa  Dispositivo utilizado para aspirar o ar e reduzir a pressão no interior de um 
recipiente. Muito utilizado em filtrações por sucção. 
 
 
 
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D) EQUIPAMENTOS ROTINEIROS: 
 Banho-maria ou banho de água  Utilizado para aquecimento até cerca de 100C. 
 Manta elétrica  Utilizado no aquecimento de líquidos inflamáveis, contidos em balão de 
fundo redondo. 
 Centrífuga  Instrumento que serve para acelerar a sedimentação de sólidos em 
suspensão, em líquidos. 
 Estufa  equipamento empregado na secagem de materiais, por aquecimento, em geral 
até 200ºC. 
 Chapa elétrica (aquecedora)  Utilizada para o aquecimento e evaporação de líquidos 
com controle de temperatura. 
 Agitador magnético  Utilizado na agitação de soluções. 
 Bomba de vácuo  Utilizada na produção de vácuo e aspiração de líquidos. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
DA SILVA, R. R.; BOCCHI, N.; ROCHA FILHO, R. C. Introdução à Química Experimental. São 
Paulo: McGraw-Hill, 1990. 1p. 
FELICÍSSIMO, A.M.P. et al; Experiências de Química. São Paulo: Moderna, 1979. 241p. 
GONÇALVES, D.; WAL E.;ALMEIDA R.R.; Química Orgânica Experimental. São Paulo: 
McGraw-Hill, 1988. 269p. 
OLIVEIRA, E.A.; Aulas Práticas de Química. 2 ed. São Paulo: Moderna, 1986. 178p. 
SOARES, B. G.; Química Orgânica.: Teoria e Técnicas de Preparação, Purificação e 
Identificação de Compostos Orgânicos. Rio de Janeiro: Guanabara, 1988. 322p. 
VOGEL, A. I.; Química Analítica Qualitativa. 5 ed. São Paulo: Mestre Jou, 1981. 665p. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA 
Profa. Dra. ANDREIA PEREIRA MATOS 
Profa. Dra. ANNE ALESSANDRA CARDOSO NEVES9 
Aula 2 - Medidas Experimentais: Determinação da Densidade de Líquidos 
 
Introdução 
 
Medidas Experimentais: Erros, Precisão e Exatidão 
 
 Em Ciência muitas vezes necessita-se realizar medidas de massa, volume, 
comprimento, intensidade de cor, temperatura, densidade e para cada uma dessas medidas 
existem equipamentos adequados. É certo que em toda e qualquer medida experimental existe 
nela um erro experimental, quanto menor o erro maior a exatidão e a precisão do 
experimento. Por exemplo, quando se pretende determinar a massa de uma amostra utiliza-se 
a balança num procedimento denominado de pesagem. Os tipos mais comuns de balanças 
encontrados em laboratórios são a balança analítica (balança de prato único) e a balança 
eletrônica. Medidas de volume são comumente realizadas em vidrarias graduadas como: 
pipetas, provetas, buretas, micropipetas e balões volumétricos (Figura 1). Como introdução á 
pratica de laboratório pode-se fazer experimentos simples de pesagem e medidas de volume. 
 
 
Figura 1- Vidraria mais comum em um laboratório 
1- balões volumétricos, 2- erlenmeyer, 3- proveta, 4- copo de béquer, 5 e 6 - pipetas 
 
Objetivo: determinar a densidade de três amostras líquidas. 
 
Procedimento Experimental: 
Materiais: 
 Béquer de 10 mL 
 Pipeta volumétrica de 5 mL 
 Pipetador ou pêra 
 Balança 
 
Métodos: 
 Com o auxílio de uma balança, tare um béquer de 10 mL. 
 Acrescente com o auxílio de uma pipeta volumétrica o líquido a ser pesado, observe a 
formação do menisco (Figura 2). 
 Anote a massa do líquido. 
 Utilizando os valores de massa e volume do líquido determine sua densidade. 
Dado d = m (g) 
 V(mL) 
 
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 Repetir o mesmo procedimento para os outros dois líquidos. 
 
 
Figura 2: Leitura do volume de um líquido em uma proveta. 
 
 
Questões para ser entregues no relatório: 
1) O que você entende por precisão e exatidão? 
2) A massa é uma grandeza física. Cite duas unidades de medida de massa e qual a 
relação entre elas. 
3) O volume pode ser medido em que tipo de material? 
4) Converter: 1mL em Litros, 1 L em µL (microlitro), 1cm3 em L. 
5) Observando os matérias da Figura 1 explique qual a utilidade de cada um deles. 
 
 
Referências Bibliográficas: 
Silva, R. R.; Bocchi, N.; Rocha Filho, R. C. Introdução a Química Experimental. São Paulo: 
Ed. McGraw-Hill Ltda, 1990. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Aula 3 - POLARIDADE MOLECULAR E SOLUBILIDADE DE SUBSTÂNCIAS 
 
Introdução 
 
 A polaridade molecular depende da diferença de eletronegatividade entre os átomos, 
assim como a geometria molecular. Como discutido anteriormente, a molécula de água é polar 
pelo fato de que há um compartilhamento desigual dos elétrons entre o átomo oxigênio e os 
átomos de hidrogênio, porque estes átomos possuem eletronegatividades diferentes. Os 
elétrons se concentram mais sobre o átomo de oxigênio, uma vez que ele é muito mais 
eletronegativo do que os de hidrogênio. Outro exemplo é o metano que é considerado apolar 
porque o carbono compartilha os elétrons de maneira quase uniformemente com os 
hidrogênios, uma vez que a diferença de eletronegatividade é pequena. Polaridade influencia 
em uma série de propriedades físicas e químicas como solubilidade, ponto de fusão e ponto de 
ebulição. 
 
Objetivos: Determinar a polaridade de substâncias sólidas. 
 
Procedimento Experimental: 
Materiais: 
 Tubos de ensaio; 
 Suporte para tubos de ensaio; 
 Espátulas; 
 Provetas de 5 mL. 
 
Métodos: 
 
 Numere três tubos de ensaio: tubo 1, tubo 2 e tubo 3; 
 Coloque 5 mL de água no primeiro tubo; no segundo, 5 mL de etanol; no terceiro 5 mL 
de hexano; 
 Coloque uma pequena quantidade de cloreto de sódio em cada um dos três tubos. 
Procure colocar a mesma quantidade em cada tubo; 
 Agite bem e observe. 
 Complete as lacunas abaixo com base na observação dos experimentos: 
 
 cloreto de sódio é mais solúvel em_____________; depois em __________ e por último, 
em _____________. Sendo um composto iônico, o NaCl é mais solúvel nos solventes mais 
polares. Então, dos três solventes utilizados ___________ é o mais polar; _____________é 
o menos polar; ____________é apolar. 
 
 Repita esses testes utilizando naftaleno. Use pequena quantidade de naftaleno; se 
usarmos muito naftaleno não poderemos concluir corretamente. 
 naftaleno é mais solúvel em ______________; é menos solúvel em ___________. 
Podemos pensar em termos de polaridade que as moléculas do naftaleno são 
_____________. 
 
 Repita novamente os testes de solubilidade, colocando um cristal de iodo em cada tubo 
de ensaio. 
 iodo é mais solúvel em ______________; é menos solúvel em _____________ . Então 
podemos concluir que as moléculas de iodo devem ser polares ou apolares? 
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Questões para ser entregues no relatório: 
 
1. Como podemos constatar experimentalmente se um solvente é polar ou apolar? 
2. Como poderemos prever, experimentalmente, a natureza polar, pouco polar ou apolar de 
certas substâncias? 
3. Elabore uma explicação teórica para explicar a polaridade das moléculas de iodo. 
 
 
Referências Bibliográficas: 
 
Kotz, J. C.; Treichel Jr., P. M. Química e Reações químicas, vol. 1, 5. ed. São Paulo: Ed. 
Cengage Learning, 2005. 
Silva, R. R.; Bocchi, N.; Rocha Filho, R. C. Introdução a Química Experimental. São Paulo: 
Ed. McGraw-Hill Ltda, 1990. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Aula 4 - CARACTERIZAÇÃO DE COMPOSTOS INORGÂNICOS 
Introdução 
Ensaios preliminares: 
Análise das características organolépticas das amostras: homogeneidade, estado físico, cor, 
cor, odor. 
Determinação de constantes físicas: 
Ponto de ebulição ou de fusão, densidade, índice de refração, peso molecular, etc.... 
Ensaios de solubilidades: 
Permite determinar a solubilidade de compostos inorgânicos em diferentes solventes. 
Testes químicos: 
Testes para determinação da função do composto em estudo. Ex. Determinação de íons do 
composto iônico. 
Caracterização do sulfato de cobre pentaidratado: 
A caracterização do sal pode ser realizada pela análise qualitativa de íons, pois o fato do 
referido sal ser um composto iônico faz com que o mesmo se dissocie em cátions e ânions 
quando dissolvido em água. 
 
Objetivos: 
 Verificar a pureza de compostos inorgânicos através de ensaios, comparando os 
resultados aos dados fornecidos pela literatura. 
 Caracterizar os compostos inorgânicos. 
 
Procedimento experimental: 
 
Materiais: 
 Béquer de 10 mL; 
 Balança; 
 Pipeta de Pasteur; 
 Balão volumétrico de 10 mL; 
 Tubos de ensaio; 
 Suporte para tubos de ensaio. 
 
 
Métodos: 
 
 Tare um béquer de 10 mL. 
 Pese 0,1 g de CuSO4.5H2O. 
 Dissolva em uma pequena quantidade de água destilada. 
 Com o auxílio de um pipeta de Pasteur transfira para um balão volumétrico de 10 mL. 
 Lave o béquer e transfira as águas de lavagem para o balão volumétrico. 
 Complete o funil com água destilada até o pescoço do balão. 
 
 
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TESTES ESPECÍFICOS PARA CARACTERIZAÇÃO DE ÍONS COBRE (Cu2+ ) ESULFATO 
(SO4
2-). 
 Numere 2 tubos de ensaio e transfera para cada tubo 1 mL da solução de sulfato de 
cobre pentaidratado. 
 Teste para o íon cobre: 
a) Adicione gota a gota solução de hidróxido de sódio 0,1 M ao tubo 1. 
b) Observe a formação de um precipitado. Anote todas as transformações observadas desde 
a adição da primeira gota de reagente. 
 
 Teste para o íon sulfato: 
a) Adicione 1 mL da solução de cloreto de bário 0,1 M ao tubo 2. 
b) Observe a formação de um precipitado. Anote todas as transformações observadas desde 
a adição de primeira gota de reagente. 
 
Questões para ser entregues no relatório: 
 
1) Qual a concentração da solução de CuSO4.5H2O preparada? 
2) Defina hidratos. 
3) Apresente exemplos da utilização de hidratos no nosso dia-a-dia. 
 
 
Referências Bibliográficas: 
 
Silva, R. R.; Bocchi, N.; Rocha Filho, R. C. Introdução a Química Experimental. São Paulo: 
Ed. McGraw-Hill Ltda, 1990. 
 
Vogel, A. Química Analítica Qualitativa. Rio de Janeiro: Mestre Jou, 1981. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Aula 5 - SOLUÇÕES 
 
Introdução 
 
Uma solução é uma mistura de duas ou mais substâncias que apresenta um aspecto 
uniforme. O solvente é o componente da mistura que esta presente em maior quantidade e 
o soluto esta presente em menor quantidade. As partículas destas substâncias devem ter 
dimensões moleculares iguais ou menores do que cinco nanômetros (nm), estando 
distribuídas ao acaso por toda solução. Quando o solvente é água dizemos que se trata de 
uma solução aquosa. Soluções alcoólicas possuem o álcool como solvente e as tinturas são 
soluções alcoólicas de uso medicinal. 
As soluções pode ser gasosa, líquida ou sólida. Soluções líquidas não forma depósitos, 
são límpidas e podem ou não ser coloridas. Possuem composição variada e normalmente é 
possível separar seus componentes por meios físicos. 
A solução que possui a máxima quantidade de soluto numa dada quantidade de 
solvente, a uma determinada temperatura, é uma solução saturada. A solução que possui 
quantidade de soluto menor que a solução saturada é uma solução insaturada; e a 
solução supersaturada contém maior quantidade de soluto que a saturada, é instável. 
 
Concentração das soluções 
A quantidade de soluto em uma solução denomina-se concentração da solução. 
Existem muitas maneiras de se expressar a concentração de uma solução: molaridade 
(M), percentagem em peso (%). 
 
Molaridade (M). 
 
 A molaridade de uma solução é definida como: 
 
 M = n (mol) 
 V(L) 
 
Onde, V = volume da solução em litro (L) 
 
n = número de mols, que pode ser obtido pela relação: n = m(g) 
 MM(g/mol) 
MM = massa molar (g/mol) 
m = massa do soluto (g) 
 
Em alguns casos é interessante expressar a molaridade da solução em submúltiplos. Veja a 
tabela 1. 
 
 
Tabela 1- Submúltiplos de Molaridade 
submúltiplo símbolo Valor correspondente em 
Molaridade 
molar M 1,0 
milimolar mM 1,0 x 10 -3 
micromolar µM 1,0 x 10 -6 
nanomolar nM 1,0 x 10 -9 
picomolar pM 1,0 x 10 -12 
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16 
 
 
Concentração porcentual peso-volume 
 
 Esta é uma unidade de concentração bastante utilizada em química. A porcentagem 
em peso expressa quantos gramas de soluto temos dissolvidos em 100 mL de solução. Uma 
solução de glicose 10% representa a solução contem 10 g de glicose em 100 mL de 
solução. 
 Para preparar 250 mL de uma solução 10% de glicose: Peso 25 g de glicose e 
dissolvo em água para completar 250 mL de solução. 
 
Quando o soluto é um líquido mede-se o volume que corresponde à massa desejada. Uma 
solução de etanol (álcool comum) 20% possui 20 mL de etanol em 100 mL de solução. A 
densidade do etanol é muito próxima a 1,0 g/mL. 
 
Objetivos: 
 Conceituar soluções; 
 Conhecer as unidades de concentração utilizadas na química; 
 Utilizar uma balança e vidrarias para a preparação de soluções. 
 
Procedimento experimental: 
 
Materiais: 
 Balança; 
 Balão volumétrico 10 mL 
 Balão volumétrico 50 mL; 
 Balão volumétrico 100 mL; 
 Bagueta; 
 Béquer; 
 Pipeta volumétrica 1 mL; 
 Pipetador. 
 
Métodos: 
 
 Prepare 50 mL de uma solução de KMnO4 a 0,1 mol/L. 
 Prepare utilizando a solução preparada anteriormente uma solução de KMnO4 0,01 
mol/L (100 mL). 
 Prepare 50 mL de uma solução de ZnCl2 0,1M. 
 Prepare 10 mL de solução etanol/água 10%. 
 
Referências Bibliográficas: 
 
Kotz, J. C.; Treichel Jr., P. M. Química e Reações químicas, vol. 1, 5. ed. São Paulo: Ed. 
Cengage Learning, 2005. 
 
Silva, R. R.; Bocchi, N.; Rocha Filho, R. C. Introdução a Química Experimental. São Paulo: 
Ed. McGraw-Hill Ltda, 1990. 
 
 
 
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17 
Aula 6 - Reações Químicas 
 
 
Introdução 
 
Uma reação química é um processo de transformação de uma ou mais substâncias em 
novas substâncias. Em uma reação química a matéria não pode ser criada nem destruída, ela 
se conserva. Em outras palavras, se existem 15 g de reagentes e a reação converter todo 
reagente em produto, então são obtidas 15 g de produtos. Isso esta de acordo com a lei de 
conservação da matéria, introduzida por Antoine Lavoisier no século XVIII. 
Uma reação química é escrita da seguinte forma: 
 
2 C8H18(l) + 25 O2(g) → 16 CO2(g) + 18 H2O(l) 
 
 Reagentes produtos 
 
 Os números 2, 25, 16 e 18 são os coeficientes estequiométricos, eles mostram a 
proporção, em mols, em que os reagentes participam da reação e a proporção em que são 
formados os produtos. Essa reação esta balanceada, a mesma quantidade de carbono (C) que 
tem nos reagentes deve ter nos produtos e assim também com hidrogênio (H) e oxigênio(O). 
De uma maneira geral pode-se dizer que existem 4 tipos de reações que ocorrem em meio 
aquoso: 
 
Tipos de Reações Químicas: 
 
 Reações de precipitação 
Nessas reações a força motriz é a formação de um composto insolúvel, um precipitado. 
 
CuSO4.5H2O (aq) + BaCl2(aq) → CuCl2(aq) + BaSO4(s) ↓ 
 Sal sal sal sal 
 
Nessa reação química o sulfato de bário formado é um composto insolúvel e precipita. 
Essa é uma reação de dupla troca . 
 
 Reações ácido-base ou de neutralização 
A força motriz dessas reações é a formação de sal e água, transferência de próton. Também é 
uma reação de dupla troca 
 
HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l) 
 ácido base sal água 
 
 
 Reações de formação de gás 
A força motriz dessas reações é a liberação em água de um gás insolúvel como o CO2. 
 
CaCO3 (s) + 2 HCl (aq) → CaCl2 (aq) + H2O(l) + CO2 (g)↑ 
 sal ácido sal água óxido 
 
 
 
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 Reações de oxido redução ou redox. 
A força motriz dessas reações é a transferência de elétrons. 
 
Fe + 2 HCl → FeCl2 + H2↑ 
 Metal ácido sal gás 
 Nox = 0+1 +2 0 
 
Objetivos: 
 Realizar alguns tipos de reações químicas. 
 Observar e escrever reações químicas de soluções eletrolíticas. 
 
 
Procedimento experimental: 
 
Materiais: 
 
 Tubos de ensaio; 
 Vidro de relógio; 
 Espátulas; 
 Baguetas; 
 Provetas de 5 mL. 
 
Métodos: 
 
1. Em um tubo de ensaio adicione 5 mL de água destilada, alguns cristais de NH4Cl , 
cloreto de amônia, e solubilize. Adicione gotas de solução de NaOH 0,5 mol/L e observe 
o cheiro de amônia. 
 
2. Sobre um vidro de relógio coloque uma ponta de espátula de MgCO3, carbonato de 
cálcio. A seguir pingue algumas gotas de solução de HCl 0,5 mol/L e observe o 
resultado. 
 
3. Para um tubo de ensaio pipete 5 mL de solução de H2SO4 0,1 mol/L e 5 mL de solução 
de Ba(OH)2 0,1 mol/L e observe o resultado. 
 
 
4. Em um tubo de ensaio adicione 5 mL de água destilada, alguns cristais de AlCl3, 
solubilize e observe a cor da solução. A seguir goteje solução de NaOH 0,5 mol/L e 
observe a mudança de cor. Goteje H2SO4 0,5 mol/L e observe. 
 
Equacione e balancei todas as reações envolvidas descrevendo a solubilidade dos 
reagentes e produtos bem como a formação de eletrólitos fortes ou fracos. 
 
Referências Bibliográficas: 
 
Kotz, J. C.; Treichel Jr., P. M. Química e Reações químicas, vol. 1, 5. ed. São Paulo: Ed. 
Cengage Learning, 2005. 
Vogel, A. Química Analítica Qualitativa. Rio de Janeiro: Mestre Jou, 1981. 
 
 
 
QUÍMICA 
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19 
Aula 7 - Reações Químicas – parte 2 
 
Objetivos: 
 
 Realizar alguns tipos de reações químicas relacionando com as propriedades de ácido x 
base, solubilidade, dissolução, etc. 
 Observar praticamente e escrever reações químicas de soluções eletrolíticas. 
 
 
Procedimento Experimental: 
 
Materiais: 
 
 Tubos de ensaio; 
 Espátulas; 
 Baguetas; 
 Provetas de 5 mL. 
 
Métodos: 
 
1. a. Em um tubo de ensaio adicione 5 mL de água destilada, alguns cristais de Pb(NO3)2 e 
solubilize. 
b. Em outro tubo de ensaio adicione 5 mL de água destilada, alguns cristais de KI e solubilize. 
c. Verta um pouco da solução de um tubo para o outro tubo e observar o resultado. 
 
2. a. Em um tubo de ensaio adicione 5 mL de água destilada, alguns cristais de Pb(NO3)2 e 
solubilize. 
b. Em outro tubo de ensaio adicione 5 mL de água destilada, alguns cristais de Fe2(SO4)3 e 
solubilize. 
c. Verta um pouco da solução de um tubo para o outro tubo e observar o resultado. 
 
3. Em um tubo de ensaio adicione 5 mL de água destilada, alguns cristais de NH4Cl e 
solubilize. Adicione gotas de solução de AgNO3 0,1 mol/L e observe o resultado. 
 
4. Em um vidro de relógio, adicione alguns cristais de NaHCO3 e gotas de solução de HCl 
0,1 mol/L. Observe o resultado. 
 
5. Em um tubo de ensaio adicione 5 mL de água destilada, alguns cristais de MgCl2 e 
solubilize. Adicione gotas de solução de NaOH 0,1 mol/L e observe o resultado. 
 
Equacione e balancei todas as reações envolvidas descrevendo a solubilidade dos reagentes e 
produtos bem como a formação de eletrólitos fortes ou fracos. 
 
 
Referências Bibliográficas: 
 
Kotz, J. C.; Treichel Jr., P. M. Química e Reações químicas, vol. 1, 5. ed. São Paulo: Ed. 
Cengage Learning, 2005. 
 
Vogel, A. Química Analítica Qualitativa. Rio de Janeiro: Mestre Jou, 1981. 
 
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Aula 8 - Reações Químicas – parte 3 
 
 
Objetivos: 
 
 Realizar alguns tipos de reações químicas relacionando com as propriedades de ácido x 
base, solubilidade, dissolução, etc. 
 Observar praticamente e escrever reações químicas de soluções eletrolíticas. 
 
Procedimento Experimental: 
 
Materiais: 
 
 Tubos de ensaio; 
 Espátulas; 
 Baguetas; 
 Provetas de 5 mL. 
 
Métodos: 
 
1. a. Em um tubo de ensaio adicione 5 mL de água destilada, alguns cristais de K2CrO4 e 
solubilize. Adicione gotas de solução de AgNO3 0,1 mol/L e observe o resultado. 
 
2. a. Em um tubo de ensaio adicione 5 mL de água destilada, alguns cristais de Pb(NO3)2 e 
solubilize. 
b. Em outro tubo de ensaio adicione 5 mL de água destilada, alguns cristais de K2CrO4 e 
solubilize. 
c. Verta um pouco da solução de um tubo para o outro tubo e observar o resultado. 
 
3. Em um tubo de ensaio adicione 5 mL de água destilada, alguns cristais de K4Fe(CN)6 
(ferrocianeto de potássio) e solubilize. Adicione gotas de solução de AgNO3 0,1 mol/L e 
observe o resultado. 
 
4. Em um vidro de relógio acrescente água destilada, alguns cristais de K4Fe(CN)6 
(ferrocianeto de potássio) e solubilize. Adicione gotas de solução de FeCl3 0,1 mol/L e observe 
o resultado. 
 
5. a. Em um tubo de ensaio acrescente 5 mL de água destilada, alguns cristais de 
K4Fe(CN)6 (ferrocianeto de potássio) e solubilize. 
b. Em outro tubo de ensaio adicione 5 mL de água destilada, alguns cristais de FeSO4 e 
solubilize. 
c. Verta um pouco da solução de um tubo para o outro tubo e observe o resultado. 
 
6. Em um tubo de ensaio adicione 5 mL de água destilada, alguns cristais de K3Fe(CN)6 
(ferricianeto de potássio) e solubilize. Adicione gotas de solução de Ca(NO3)2 0,1 mol/L e 
observe o resultado. 
 
7. a. Em um tubo de ensaio acrescente 5 mL de água destilada, alguns cristais de 
K3Fe(CN)6 (ferricianeto de potássio) e solubilize. 
b. Em outro tubo de ensaio adicione 5 mL de água destilada, alguns cristais de CuSO4 e 
solubilize. 
QUÍMICA 
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21 
c. Verta um pouco da solução de um tubo para o outro tubo e observe o resultado. 
 
Equacione e balancei todas as reações envolvidas descrevendo a solubilidade dos reagentes e 
produtos bem como a formação de eletrólitos fortes ou fracos. 
 
 
 
Referências Bibliográficas: 
 
Kotz, J. C.; Treichel Jr., P. M. Química e Reações químicas, vol. 1, 5. ed. São Paulo: Ed. 
Cengage Learning, 2005. 
 
Vogel, A. Química Analítica Qualitativa. Rio de Janeiro: Mestre Jou, 1981. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Aula 9 – Padronização de soluções diluídas (ácido) 
 
 
Objetivo: Determinar da concentração exata da solução aquosa de ácido clorídrico, utilizando 
titulação. 
 
Procedimento Experimental: 
 
Material e reagentes: 
Solução de NaOH 0,1 M 
Solução de HCl 
Fenolftaleína 0,1% 
Béquer 25 mL 
Suporte universal 
Garra para bureta 
Funil analítico 
Erlenmeyer 125 mL (três) 
Bureta 25 mL 
Pipeta volumétrica de 20 mL 
 
 
Métodos: 
 
Padronização da solução de HCl: 
 Com o auxilio de uma pipeta volumétrica de 20,0mL, e um pipetador, transfira uma 
alíquota da solução de HCl a ser padronizada para um erlenmeyer. 
 Adicione 2 a 3 gotas de indicador ácido-base fenolftaleína. Reserve esta solução. 
Obs.: Repita esses passos para os 3 erlenmeyer disponíveis na sua bancada. 
Prepare a bureta com a solução de base (NaOH) padronizada por você no experimento 
anterior, do seguinte modo: 
 Com a bureta presa ao suporte universal, certifique-se de que ela esteja com a torneira 
fechada. Com o auxílio de um funil encha a bureta com a solução de NaOH. 
 Depois abra totalmente a torneira da bureta e deixe escorrer a solução de modo que a 
ponta da bureta encha-se de solução e não tenha nenhuma bolha de ar. Recolha a 
solução em um béquer. 
 Encha novamente a bureta e acerte o menisco da solução, de modo que ele esteja 
tangenciando a marca de 0 (zero)na bureta. 
 Comece a titulação: 
 Agitando a solução reservada no erlenmeyer com movimento circular constante, 
gotejando ao mesmo tempo, lentamente a solução de base contida na bureta. 
 Goteje até que a solução mude de cor. Cesse a adição da solução imediatamente e 
anote o valor da escala de volume da bureta. 
 Repita este procedimento para os outros dois erlenmeyer preparados. 
 Após a realização das titulações e feitas as devidas anotações descarte as soluções dos 
erlenmeyers nos frascos de resíduos apropriados. E entregue o frasco com o restante 
de solução de NaOH e HCl devidamente identificado para o técnico do laboratório. 
 Lave todos os equipamentos de vidro utilizados e os coloque na bancada para escorrer. 
 
Referência Bibliográfica: 
 
Silva, R. R.; Bocchi, N; Rocha Filho, R. C. Introdução à Química Experimental. São Paulo: Ed. 
McGraw-Hill Ltda, 1990. 
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Profa. Dra. ANNE ALESSANDRA CARDOSO NEVES 
 
 
23 
 
Aula 10 - Determinação do teor de ácido acético em vinagre 
 
Objetivos: 
Determinar a concentração em porcentagem em massa de algumas substâncias em produtos 
comerciais. 
 
Procedimento Experimental: 
 
Material e reagentes: 
 
Béquer 25 mL Pipeta volumétrica 2 mL 
Frasco lavador (Pisseta) Solução de NaOH 0,1 mol/L 
Erlenmeyer 125 mL Fenolftaleína 0,1% 
Funil analítico Vinagre comercial 
Bureta Suporte universal 
Bastão de vidro Garra para bureta 
 
Métodos: 
 
 Com o auxílio de uma pipeta volumétrica de 2 mL, transfira para um erlenmeyer a 
amostra de vinagre comercial. Adicione água destilada a essa solução 
(aproximadamente 30 mL), e goteje 2 a 3 gotas de indicador ácido-base fenolftaleína. 
Reserve esta solução. 
Prepare a bureta com a solução de NaOH 0,1 mol/L, do seguinte modo: 
 Com a bureta presa ao suporte universal, certifique-se de que ela esteja com a torneira 
fechada. Com o auxílio de um funil encha a bureta com a solução de NaOH 
padronizada. 
 Depois abra totalmente a torneira da bureta (recolhendo a solução em um béquer) e 
deixe escorrer a solução de modo que a ponta da bureta encha-se de líquido e não 
tenha nenhuma bolha de ar. 
 Encha novamente a bureta e acerte o menisco da solução, de modo que ele esteja 
tangenciando a marca de 0 (zero). 
 Comece a titulação: 
 Agitando a solução reservada no erlenmeyer, com movimento circular constante, goteje 
sobre ela ao mesmo tempo, lentamente, a solução de base contida na bureta. 
 Goteje até que a solução mude de cor (aparecimento do primeiro tom de rosa claro 
persistente em toda a solução). Cesse a adição da solução imediatamente e anote o 
valor do volume na escala da bureta. 
 Faça os cálculos necessários para determinar o teor de ácido acético no vinagre. 
 
 
Referência Bibliográfica: 
 
Silva, R. R.; Bocchi, N; Rocha Filho, R. C. Introdução à Química Experimental. São Paulo: Ed. 
McGraw-Hill Ltdac 1990.