introdução relatorio solubilidade

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE PONTA GROSSA 
SETOR DE CIÊNCIAS EXATAS E NATURAIS 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ROTEIRO DOS EXPERIMENTOS 
 
 
 
 
 
 
 
Profª. Drª. Christiana Andrade Pessôa 
 
 
 
Ponta Grossa 
2015 
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ROTEIRO PARA ELABORAÇÃO DE RELATÓRIO 
 
O relatório de atividades deve em primeiro lugar, retratar o que foi realmente 
realizado no experimento de forma clara, sucinta e ordenada, sendo de fundamental 
importância a base teórica dessas atividades. Estes deverão ser entregues na aula 
seguinte. 
O relatório deve ser redigido de uma forma clara, precisa e lógica. Redija 
sempre de forma impessoal como, por exemplo, o volume do ácido foi determinado 
utilizando-se a técnica de titulação. A elaboração de relatórios é um procedimento 
bastante corriqueiro durante o exercício de qualquer profissão técnico-científica e, 
em certos casos, essa habilidade chega a ser usada como uma medida de 
capacidade profissional. 
O seguinte modelo deve ser adotado na elaboração do relatório: 
1. Capa: Deve constar o título da experiência, nome dos alunos do grupo 
e data da realização do experimento. (vide Anexo) 
2. Introdução: Apresentar os pontos básicos do estudo ou atividades 
desenvolvidas conduzindo o leitor gradativamente aos objetivos do experimento. A 
descrição de métodos utilizados e seus princípios fundamentais também devem ser 
descritos consultando para tanto, bibliografias adequadas. Normalmente, as citações 
bibliográficas são feitas por números entre parênteses ou sobrenome dos autores e 
ano e listadas no final do relatório. Lembrar que a introdução não é uma cópia da 
literatura. 
3. Objetivos: Na formulação dos objetivos deve-se apresentar com 
clareza o que se pretende obter ou realizar em cada etapa do experimento. 
4. Procedimento experimental: Primeiramente deve ser apresentado a 
relação dos materiais utilizados como reagentes e equipamentos, constando o 
fabricante, pureza e o modelo. Deve apresentado também a descrição detalhada do 
experimento realizado, dos métodos analíticos e técnicas empregadas. Este item 
precisa conter elementos suficientes para que qualquer pessoa possa ler e 
reproduzir o experimento no laboratório. Utilizam-se desenhos e diagramas para 
esclarecer sobre a montagem de aparelhagem. Não deve incluir discussão de 
resultados. 
5. Resultados e discussão: Esta é a parte principal do relatório, onde 
serão mostrados todos os resultados obtidos. Deverá ser feita uma análise destes 
resultados, com as observações e comentários pertinentes. A discussão dos 
resultados deve ser apresentada em termos dos fundamentos estabelecidos na 
introdução, bem como o relato de resultados inesperados e demais observações. 
Em textos científicos utilizam-se tabelas (vide Anexo), gráficos e figuras como 
suporte para melhor esclarecer o que se pretende dizer. 
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6. Conclusões: Neste item deverá ser feita uma avaliação global do 
experimento realizado, fazendo referência aos objetivos do experimento e o 
significado dos resultados obtidos. 
7. Respostas das questões propostas 
8. Bibliografia: cite as fontes bibliográficas consultadas conforme as 
normas da ABNT (Manual de normalização bibliográfica para trabalhos científicos) 
 
 
 
Bibliografia Geral do Curso 
 
1. RUSSEL, J.B., Química Geral Vol I e II. São Paulo: Makron Books, 1994. 
2. ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e 
o meio ambiente. 3ª ed. Porto Alegre: Editora Bookman, 2006. 
3. SILVA, R. R.; BOCCHI, N.; ROCHA FILHO, R. C. Introdução a química 
experimental. São Paulo: McGraw-Hill, 1990. 
4. GIESBRECHT, E. Experiências de química: técnicas e conceitos básicos. São 
Paulo: Ed. Moderna, 1982. 
5. BRADY, J. & HUMISTON, G.E., Química Geral Vol. I e II. Rio de Janeiro: Livros 
Técnicos e Científicos Editora S.A., 1986. 
6. MAHAN, B., Química um Curso Universitário. 4ª ed. São Paulo: Ed. Edgard 
Blücher Ltda., 1995. 
7. BACCAN, N. ANDRADE, J.C., GODINHO, O.E.S. & BARONE, J. S. Química 
Analítica Quantitativa Elementar. Campinas: Editora Edgard Blücher Ltda., 1985. 
8. VOGEL, A.I. Química Analítica Quantitativa. Editora LTC, 1992. 
9. Química Nova online, www.scielo.org 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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CUIDADOS A SEREM OBSERVADOS NO LABORATÓRIO 
 
O trabalho em um laboratório químico só é efetivo quando realizado com 
compreensão da sua teoria. Além disso, toda atividade experimental requer que o 
experimentador seja cuidadoso e esteja atento. Mesmo um experimento 
aparentemente inofensivo, pode resultar em conseqüências sérias quando planejado 
de maneira imprópria. 
1. Ao chegar ao laboratório lembre-se que este é um local de trabalho sério onde o 
cuidado e atenção são requisitos fundamentais para evitar acidentes. 
2. Utilize sempre um jaleco, de preferência de algodão (os tecidos sintéticos podem 
grudar na pele, quando inflamados) e de manga comprida (para uma maior 
proteção). Evite usar shorts, bermudas, saias, sandálias ou chinelos; a pele fica mais 
bem protegida com calças compridas e sapato ou tênis fechado. 
3. Estudar os experimentos antes de sua execução. 
4. Cabelos compridos deverão ser presos, para evitar o risco de se incendiarem 
quando próximos de um bico de gás. 
5. Não utilize lentes de contato durante o trabalho no laboratório. 
6. Faça apenas as experiências indicadas. Caso tenha interesse em outras 
experiências, consulte o seu professor. EXPERIÊNCIAS NÃO AUTORIZADAS SÃO 
PROIBIDAS. 
7. Use capelas sempre que indicado – p. ex., ao abrir frascos de substâncias 
voláteis ou reações com desprendimento de gás. Comunique seu professor sobre 
qualquer acidente, por menor que seja. 
8. Tenha cuidado com os materiais inflamáveis. Qualquer incêndio deve ser abafado 
imediatamente com uma toalha ou cobertor. 
9. Nunca jogue produtos ou soluções na pia ou no lixo. Descarte os resíduos 
conforme os procedimentos indicados pelo professor. 
10. Não tocar nos produtos químicos com as mãos nem prove qualquer solução. 
Não coma nem beba no laboratório. Lave bem as mãos antes de sair. 
11. Leia com atenção o rótulo de qualquer frasco antes de usá-lo. Leia duas vezes 
para ter certeza de que pegou o frasco certo. Anote no Caderno de Laboratório os 
dados constantes nos rótulos dos reagentes. 
12. Nunca use as espátulas de um frasco em outro para evitar contaminações. 
13. Se um ácido ou outra solução em uso for derramado lave o local imediatamente 
com bastante água. Chame imediatamente o professor. 
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14. Não é recomendável tentar sentir o odor de uma substância. Entretanto, desde 
que o professor assim o permita, traga com as mãos pequenas porções do vapor em 
sua direção. 
15. Verifique a voltagem do aparelho antes de ligá-lo. 
16. Manter sempre limpa a aparelhagem e a mesa de trabalho. Evite 
derramamentos, mas, caso ocorra, efetuar limpeza imediatamente. 
17. É permitido entrada no laboratório até 15 minutos após o início da aula. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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PRÁTICA 1 – EQUIPAMENTOS BÁSICOS DE LABORATÓRIO 
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 objetivos e das condições em que a experiência será 
executada. 
 
Materiais de vidro 
Tubo deensaio 
Béquer 
Erlenmeyer 
Kitassato 
Balão de fundo chato 
Balão de fundo redondo 
Balão volumétrico 
Proveta 
Bureta 
Pipeta graduada 
Pipeta volumétrica 
Funil de vidro 
Funil separação 
Vidro de relógio 
Dessecador 
Bastão de vidro 
Cuba de vidro 
Condensador 
Coluna de fracionamento 
Tubo de Thiele 
 
Materiais de porcelana 
Almofariz e pistilo 
Cápsula de porcelana 
Funil de Büchner 
Cadinho
 
Materiais metálicos 
Suporte universal 
Garras 
Pinças 
Tela de amianto 
Triângulo de porcelana 
Tripé 
Bico de gás 
Espátula 
 
Materiais diversos 
Suporte para tubo de ensaio 
Pinça de madeira 
Pissete 
Estufa 
Mufla 
Centrífuga 
Balança 
Termômetro 
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PRÁTICA 2 – MEDIDAS DE MASSA E VOLUME 
 
INTRODUÇÃO 
 
Algarismos Significativos 
Todas as medidas de uma propriedade química estão sujeitas a uma 
incerteza, chamada em geral erro, desvio ou imprecisão da medida. Quando 
um medidor de pH digital indica um pH de 3,51, há uma incerteza no algarismo 
1. Por isso, os resultados das medidas devem ser expressos com o número 
mínimo de algarismos necessários em notação científica sem que haja perda 
de exatidão. Para tanto existem os algarismos significativos. Com exceção dos 
zeros localizados à esquerda, todos os demais algarismos são significativos. 
Deve-se escrever apenas (e deve escrever todos) os algarismos que 
representem resultados reais de medidas. (CONSTANTINO et al, 2003) 
Em geral, quando se lê a escala em qualquer instrumento, tenta-se 
estimar o mais próximo do décimo da menor divisão que se lê na escala. 
Assim, na bureta de 50 ml, que está graduada a 0,1 ml, lemos a posição do 
nível do líquido procurando fazer a estimativa o mais próximo possível de 0,01 
ml (HARRIS, 2008). Por exemplo, o valor medido na bureta foi igual a 14,50 ml. 
Trata-se de um número com 4 algarismos significativos e está corretamente 
apresentado. Seria, porém, um erro grosseiro escrever esse resultado como 
14,5001 ou ainda 14,5. Na tabela 1 a seguir são apresentados exemplo de 
algarismos significativos em instrumentos usuais de laboratório (POSTMA et al, 
2009). 
Tabela 1. Imprecisões típicas de instrumentos 
Instrumento Imprecisão típica 
Balança analítica ± 0,0001 g 
Cilindro graduado de 100 ml ± 0,2 ml 
Cilindro graduado de 10 ml ± 0,1 ml 
Bureta de 50 ml ± 0,02 ml 
Pipeta de 25 ml ± 0,02 ml 
Termômetro (10ºC a 110ºC, com graduação de 1ºC) ± 0,2 ºC 
 
Regras de operações matemáticas com algarismos significativos 
Diferentes regras de arredondamento são necessárias para adição, 
subtração, multiplicação e divisão de algarismos significativos (ATKINS e 
JONES, 2006). 
Arredondamento: nos cálculos arredonde para cima se o último dígito 
for superior a 5 e para baixo se menor do que 5. Quando o número termina em 
5, arredonde sempre para o número par mais próximo. Por exemplo, 2,35 é 
arredondado para 2,4 e 2,65 para 2,6. O procedimento correto em um cálculo 
com muitas operações é arredondar somente na última etapa. 
8 
 
Adição e Subtração: o número de casas decimais do resultado deve 
ser igual ao menor número de casas decimais dos dados. Por exemplo, 0,10 g 
+ 0,024 g = 0,12g. 
Multiplicação e Divisão: o número de algarismos significativos do 
resultado deve ser igual ao menor número de algarismos significativos dos 
dados. Por exemplo, (8,62g)/(2,0 cm3) = 4,3 g cm3 
Lembre-se: durante os cálculos, pode-se trabalhar com quantidades 
de algarismos significativos diferentes, mas ao se apresentar o resultado final, 
deve-se usar o número correto de algarismos significativos, obedecendo as 
regras mencionadas acima. 
 
Precisão e Exatidão 
Quando se analisam as propriedades de uma substância, geralmente 
determina-se a exatidão (acurácia) e a precisão. A precisão é uma medida da 
reprodutibilidade de um resultado, ou seja, quão próximas as medidas 
repetidas estão uma das outras (concordância entre os resultados). A exatidão 
de uma série de medições está relacionada a quão próximo o valor médio está 
do valor real. O resultado de um experimento pode ser reprodutível, porém 
errado. Se um erro for cometido na preparação de uma solução visando a uma 
titulação, pode-se fazer uma série de titulações reprodutíveis em que os 
resultados serão incorretos, pois a concentração do titulante não era a 
planejada. Neste caso, haverá boa precisão, porém a exatidão será ruim. Um 
procedimento ideal é ao mesmo tempo preciso e exato (HARRIS, 2008). A 
precisão pode ser expressa pelo desvio médio que seria a média aritmética dos 
valores de desvio (): 
 - de v r edid e di de t d s s v res 
Os valores de exatidão são expressos pelo erro relativo: 
Erel = 
| |
 
 x100  Exatidão = 100 - Erel 
Erros experimentais 
As medições são, frequentemente, acompanhadas por dois tipos de 
erros. Um erro sistemático é um erro que está presente em todas as medidas 
repetidas de uma série. Um exemplo é o efeito da poeira no prato da balança, 
que distorce o resultado obtido para a massa da amostra sempre na mesma 
direção (a poeira faz com que cada amostra pareça mais pesada do que 
realmente é). Os erros sistemáticos são muito difíceis de identificar. 
 Um erro aleatório é um erro que varia e pode ter média zero em um 
conjunto de medidas. Um exemplo disso é o efeito das rajadas de ar através de 
uma janela aberta, que pode mover o prato da balança aleatoriamente para 
cima e para baixo, diminuindo ou aumentando o resultado da medida da 
massa. Tenta-se diminuir ao máximo o erro aleatório por meio de muitas 
medições e tomando a média dos resultados (ATKINS e JONES, 2006). 
 
 
9 
 
 
Medidas de volumes 
De um modo geral, para medidas aproximadas de volume de líquidos, 
usam-se cilindros graduados ou provetas, enquanto que para medidas mais 
precisas, usam-se pipetas, buretas e balões volumétricos que constituem o 
chamado material volumétrico. Aparelhos volumétricos são calibrados pelo 
fabricante e a temperatura padrão de calibração é de 20 ou 25ºC. A medida do 
volume é feita comparando-se o nível do líquido com os traços marcados na 
parede do recipiente. Importante: a leitura do nível para líquidos transparentes 
deve ser feita na tangente do menisco, estando a linha de visão do operador 
perpendicular á escala graduada como mostra a Figura 1 a seguir 
(CONSTANTINO et al, 2003) 
A unidade de volume é o litro (L). Esta é uma unidade derivada, tendo 
as unidades de comprimento elevadas ao cubo (10-3 m3), significando o volume 
encerrado em 1 decímetro cúbico. O mililitro (mL), a mais comum das unidades 
de volume em um laboratório químico, é igual a 10-3 L. O mililitro também pode 
ser escrito como 1 cm3. 
 
Figura 1: Medida correta do menisco: a parte inferior do menisco deve concordar com a escala 
do material. 
 
Medidas de massa 
As medidas de massa são feitas com balanças, que geralmente são os 
aparelhos de maior precisão em laboratórios químicos. A mais usual é a 
balança eletrônica que dispõe de um sensor de pressão colocado sob o prato; 
a informação elétrica fornecida pelo sensor é convertidas eletronicamente para 
a leitura direta do peso no mostrador digital (CONSTANTINO et al, 2003). 
Alguns cuidados básicos para operação de uma balança incluem: 
 manter a balança limpa; 
 não colocar os reagentes diretamente sobre o prato da balança; 
 os objetos a serem pesados devem estar limpos, secos e à temperatura 
ambiente; 
 o operador não deve se apoiar na mesa em que a balança está 
colocada. 
10 
 
Os termos massa e peso sãousualmente utilizados de forma trocada 
por cientistas apesar de representarem conceitos diferentes. Massa é definida 
em termos do padrão de quilograma em Paris (Bureau Internacional de Pesos 
e Medidas). Peso é uma força caracterizada pela ação da gravidade sobre uma 
massa (peso = massa x aceleração da gravidade). Em química, a preocupação 
primária é com a massa, mas devido a que virtualmente todas as pesagens no 
laboratório envolvem a comparação de uma massa desconhecida com uma 
massa padrão, a operação chamada de pesagem é realmente uma medida de 
massa. Esta dupla terminologia quase sempre causa problemas. 
Através de medidas de massa e volume é possível determinar uma 
propriedade física importante da matéria: a densidade normalmente definida 
pela razão entre a massa específica e o volume. 
 
PARTE EXPERIMENTAL 
Materiais necessários 
-bureta de 50 mL 
-garra para bureta 
-suporte universal 
-pipeta volumétrica de 25 mL 
-pipeta graduada de 10 mL 
-pipetador 
-cilindro graduado de 25 mL 
-béquer de 50 mL 
-erlenmeyer de 50 mL 
-termômetro 
-balão volumétrico de 25mL 
 
 
Procedimento 
Parte A 
- Verifique se os erlenmeyers estão devidamente limpos e numere-os de 1 a 5. 
- Pese estes frascos em uma balança e anote suas medidas. Utilize um papel 
para segurar o material de vidro a fim de evitar alterações de peso. 
- Encha a bureta com água destilada observando para que não haja bolhas de 
ar. Se estas forem observadas, abra a torneira, deixando o fluxo de água 
arrastá-las. 
- Transfira 25 ml da água contida na bureta para o erlenmeyer 1. 
- Utilizando a pipeta volumétrica transfira com auxílio de um pipetador, 25 ml de 
água destilada para o erlenmeyer 2. 
- Repita o procedimento para a pipeta graduada, béquer e cilindro graduado 
transferindo a água destilada para o frasco 3, 4 e 5 respectivamente. Observe 
que no caso da pipeta graduada a transferência é realizada em três etapas. 
11 
 
- Meça a temperatura ambiente e pese os erlenmeyers, anotando os valores. 
Os dados coletados nesta etapa podem ser dispostos na forma de 
tabela como mostrado abaixo: 
 
Erlenmeyer mCHEIO (mC) mVAZIO (mV) mC - mV Volume 
1 
2 
3 
4 
5 
 
Parte B 
- Complete o volume da bureta com água destilada. 
- Preencha uma proveta até a marca de 25 ml (no próprio cilindro) tão exato 
quanto possível. 
- Leia e anote o volume marcado na bureta. 
- Esvazie a proveta e repita o procedimento por mais quatro vezes. 
- Repita o mesmo procedimento utilizando um béquer e balão volumétrico 
 
BIBLIOGRAFIA 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. 3ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 
CONSTANTINO, M. G.; SILVA, G. V. J. da; DONATE, P. M. 
Fundamentos de química experimental. São Paulo: EdUSP, 2003. 
HARRIS, D. C. Análise química quantitativa. 7ª ed. Rio de Janeiro: 
LTC, 2008. 
POSTMA, J. M.; ROBERTS, J. L.; HOLLENBERG, J. L. Química no 
laboratorio. 5ª ed. São Paulo: Manole, 2009. 
SILVA, R. R.; BOCCHI, N.; ROCHA FILHO, R. C. Introdução a 
química experimental. São Paulo: McGraw-Hill, 1990. 
GIESBRECHT, E. Experiências de química: técnicas e conceitos 
básicos. São Paulo: Ed. Moderna, 1982. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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PRÁTICA 3 – BICO DE GÁS E O TESTE DA CHAMA 
 
INTRODUÇÃO 
Manuseio do Bico de Bunsen 
Geralmente, o aquecimento em laboratório é feito utilizando-se 
queimadores de gases combustíveis, sendo o mais simples deles o Bico de 
Bunsen, (Figura 1). Outros tipos desses queimadores também são utilizados, o 
bico de Becker e o bico de Tirril, os quais são uma modificação do bico de 
Bunsen. 
Basicamente, o bico de gás consiste em um tubo metálico que, em sua 
base, apresenta um dispositivo para entrada de gás e outro dispositivo rotatório 
que controla a entrada de ar. À medida que o gás sobe pelo tubo do 
queimador, o ar é injetado através de orifícios situados um pouco a cima da 
base. A quantidade de ar pode ser controlada girando-se o anel que fica sobre 
os orifícios. O combustível usado em nossos laboratórios é o gás liquefeito de 
petróleo. Quando o bico está em uso, o combustível mistura-se com o ar no 
interior do tubo metálico e queima na sua extremidade superior. 
A etapa inicial para acender um bico de gás é fechar a entrada de ar e 
posicionar o queimador longe de objetos ou frascos ou substâncias inflamáveis. 
A seguir, deve-se riscar o fósforo, abrir o gás e acender o queimador. A chama 
obtida será grande, luminosa, amarela e não muito quente, devido ao 
fornecimento insuficiente de oxigênio para a queima completa do combustível. 
Ess ch “fri ” e i dequ d us , p rque istur p uco oxidante. 
 
Figura 1: Representação esquemática do Bico de Bunsen. 
 
Para que uma chama mais quente seja obtida, deve-se deixar o ar entrar 
gradualmente no sistema, até que sua coloração se torne azulada, a qual é 
denominada chama não-luminosa. Uma chama não luminosa de Bunsen 
consiste em três partes (Figura 2): um cone interno azul, compreendendo 
principalmente gás não queimado, que é a região mais fria, chamada de zona 
13 
 
redutora (ADB), um cone externo, quase invisível, chamada de zona oxidante 
(ACB) no qual se produz a combustão completa dos gases e uma ponta 
luminosa pode ser observada em (D), a qual só é visível quando os orifícios de 
ar estão ligeiramente fechados. A região mais quente (zona de fusão), com 
temperatura em torno de 1560 0C, está situada na superfície entre os dois 
cones (região luminosa e brilhante onde ocorre a maior parte da combustão). 
 
Figura 2: Representação esquemática das diferentes zonas de temperatura da chama não 
luminosa do Bico de Bunsen. 
 
Teste de Chama: um método para identificação dos elementos alcalinos 
 
As reações analíticas podem ser efetuadas através de duas vias: via 
seca e via úmida. A via seca utiliza a substância a ser estudada e os reativos 
empregados no estado sólido. 
Sólidos inorgânicos típicos são compostos iônicos, o que faz com que, 
em solução, existam dois tipos de íons provenientes da dissociação do 
composto: um cátion e um ânion. A identificação de cátions e ânions através da 
análise qualitativa envolve, geralmente, uma reação com formação de um 
produto facilmente perceptível aos nossos sentidos (formação de precipitado, 
liberação de gases, etc). Entretanto, alguns cátions, entre eles os cátions dos 
metais alcalinos, sódio e potássio, formam compostos normalmente muito 
solúveis, o que dificulta a detecção desses íons em solução por meio de 
reações de precipitação. 
Um dos métodos de identificação dos metais alcalinos, comumente 
usado em laboratório, consiste no teste de chama. Neste teste, amostras 
contendo sais destes elementos são levadas à chama de um bico de Bunsen 
ou lâmpada a álcool (fonte de energia), sobre um fio de platina. Inicialmente, há 
evaporação do solvente, deixando um resíduo sólido. Em seguida, há 
evaporação do sólido, com dissociação em seus átomos componentes que, 
inicialmente, estarão no estado fundamental. Alguns átomos podem ser 
excitados pela energia térmica da chama a níveis de energia mais elevados, 
isto é, elétrons dos íons são promovidos de níveis energéticos mais baixos 
14 
 
para níveis energéticos mais altos (níveis excitados). A posterior transição 
desses elétrons, dos estados excitados para níveis de menor energia, é 
acompanhada de emissão de radiação característica de cada íon. Se o 
comprimento de onda da radiação estiver na faixa de 400 a 760 nm, 
observaremos a emissão de luz (Figura 1). Dessa forma, a luz observada de 
um determinadocomprimento de onda é utilizada para identificar o elemento 
químico. 
 
 Energia absorvida Energia liberada 
 
 
Figura 1: Representação esquemática do modelo de transição eletrônica. 
 
Quando um elétron faz uma transição, uma mudança de estado, ele 
muda de um nível de energia para outro, e a diferença de energia, E = E2 – 
E1, é emitida como um fóton. Como a energia do fóton é h, onde h é a 
constante de Planck e  é a freqüência (a qual é inversamente proporcional ao 
comprimento de onda, ). 
Uma das mais importantes propriedades dos elétrons é que suas 
energias são "quantizadas", isto é, um elétron ocupa sempre um nível 
energético bem definido e não um valor qualquer de energia. Se, no entanto 
um elétron for submetido a uma fonte de energia adequada (calor, luz, etc.), 
pode sofrer uma mudança de um nível mais baixo para outro de energia mais 
alto (excitação). O estado excitado é um estado metal-estável (de curtíssima 
duração) e, portanto, o elétron retorna imediatamente ao seu estado 
fundamental. A energia ganha durante a excitação é então emitida na forma de 
radiação visível do espectro eletromagnético que o olho humano é capaz de 
detectar. Como o elemento emite uma radiação característica, ela pode ser 
usada como método analítico. Na Tabela 1 estão mostrados os comprimentos 
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de onda aproximados das cores na região do visível do espectro 
eletromagnético. 
Tabela 1: Comprimento de onda aproximados das cores na região do visível do espectro 
eletromagnético. 
 
Materiais: 
 Bico de Bunsen 
 Suporte para fio 
 Fio de platina ou clipe 
 Vidro de relógio 
 Béqueres de 100 mL 
 
Reagentes: 
 Solução de cloreto de lítio, LiCl(s) 
 Solução de cloreto de cálcio, CaCl
2(s) 
 Solução de cloreto de bário, BaCl
2
(s) 
 Solução de sulfato de cobre pentahidratado, CuSO4.5H2O(s) 
 Solução de cloreto de sódio, NaCl (s) 
 Solução de cloreto de potássio, KCl(s) 
 Solução de carbonato de cálcio, CaCO3(s) 
 Solução de cloreto de estrôncio, SrCl2 
 Solução de HCl mol L-1 
 
 
 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
Manuseio do bico de Bunsen 
Examine o bico de gás cuidadosamente, notando todas as partes, 
principalmente as ajustáveis. Acenda o bico de gás conforme as instruções 
descritas na introdução. Através da regulagem da entrada de ar, obtenha a 
chama luminosa e não-luminosa. Para ter uma idéia das temperaturas relativas 
nas diferentes regiões da chama não-luminosa proceda da seguinte forma: 
1. Mantenha uma cápsula de porcelana cheia de água fria na chama não-
luminosa e posteriormente na chama luminosa por 2-3 segundos. Anote o que 
foi observado. 
VIOLETA 400-450nm AMARELO 570-590nm 
AZUL 450-500nm ALARANJADO 590-620nm 
VERDE 500-570nm VERMELHO 620-760nm 
16 
 
2. Mantenha, por 30 segundos um fio de ferro em cada ponto da chama: a) 
primeiro na metade do cone interno azul; b) no topo do cone interno; c) cerca 
de 1,5 cm do cone interno; d) cerca de 3 cm do cone interno e e) perto do topo 
da chama. 
3. Repita o procedimento anterior com os fios de alumínio e cobre. 
 
Teste de chama 
 
PERIGO: Ácido clorídrico tem um forte efeito corrosivo na pele e em mucosas 
em geral. Os gases desprendidos, se inalados, podem afetar a mucosa nasal e 
os pulmões. Em caso de contato externo (inclusive os olhos), lave a região 
atingida com água em abundância. 
 
Será empregado um fio de platina de cerca de 5 cm de comprimento (na 
falta de um fio de platina, pode-se utilizar um pedaço de clipe) fixo no suporte. 
Inicialmente, limpe o fio por imersão em solução de ácido clorídrico 6 mol L-1 
contido em um copo de Becker, e coloque-o, a seguir, na zona de fusão da 
chama; repita isso até que a chama não apresente alteração de cor ao contato 
com o fio. 
Inicialmente o fio é limpo por imersão em ácido clorídrico concentrado e, 
então, aquecido na região mais quente da chama, zona de fusão (b), de 
Bunsen. O fio estará limpo quando não transmitir coloração à chama. 
Mergulha-se o fio em ácido clorídrico não contaminado e, então, numa 
porção de amostra em análise, de modo que um pouco desta fique aderido ao 
fio. Este é introduzido na zona oxidante inferior (c), no cone externo da chama, 
e observa-se a cor transmitida à chama. As substâncias menos voláteis são 
aquecidas na zona de fusão da chama. A cada ensaio deve-se proceder a 
limpeza do fio utilizado na análise. Observar e anotar a coloração da chama. 
Repita o mesmo procedimento para todas as amostras. Correlacionar a cor da 
chama com o seu comprimento de onda dominante, usando o a Tabela 2, 
abaixo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
17 
 
Tabela 2 – Valores de comprimento de onda da radiação emitida pelos diferentes sais 
 
Questões 
 
1. Em que se fundamenta o teste da Chama ? 
2. O teste da chama pode ser aplicado a todos os metais ? 
3. Discutir as diferenças entre os tipos possíveis de chama produzidas 
num bico de gás considerando as proporções relativas dos gases. 
4. Você estudou o bico de Bunsen. Como são os bicos de Meker e de 
Tirril? Especifique as principais diferenças deles em relação ao de 
Bunsen. 
5. Associar a cada parte da chama não luminosa composição, ou seja, 
a mistura dos gases. Quais são as regiões fria e quente, redutora e 
oxidante? Justifique. 
6. No que consiste o depósito formado na cápsula de porcelana? 
7. Por que utilizamos ácido clorídrico nos testes com amostras sólidas? 
8. Observe os resultados obtidos e responda: Para um mesmo cátion e 
diferente ânion, a coloração da chama mudou ou se manteve a 
mesma? Portanto, o responsável pela coloração da chama é o ânion 
(não metal) ou o cátion (metal)? 
9. Descreva o que ocorre aos compostos químicos quando são levados 
à chama não-luminosa durante a execução do teste de chama. 
 
 
Referências Bibliográficas 
 
VOGEL, A.I. Química Analítica Quantitativa. São Paulo, Editora Mestre Jou, 
1981, p 153-161 e 429-432. 
Comprimento de Onda (nm) 
Sal 400 450 500 550 600 650 700 750 
LiCl 
NaCl 
KCl 
CaCl2 
SrCl2 
BaCl2 
CuSO4.5H2O 
CaCO3 
 
 
 
UV violeta azul verde amarelo 
 laranja vermelho 
IV 
18 
 
SILVA, R.R; BOCCHI, N; ROCHA FILHO, R.C. Introdução à Química 
Experimental. São Paulo, McGraw-Hill, 1990, p. 118-126. 
GIESBRECHT, E. (coord.), Experiências de Química: Técnicas e Conceitos 
Básicos, PEQ – Projetos de Ensino de Química, São Paulo, Ed. Moderna, 
1982, p. 15-16 e 212-216. 
FERNANDES, J. Química Analítica Qualitativa, São Paulo, Hermus Editora, 
1982, p. 141-142. 
VAITSMAN, D.S.; BITTENCOUT, O.A., PINTO, A.A. Análise Química 
Quantitativa. Rio de Janeiro, Editora Campus, 1981, p. 203-205 
MOTHEO A.J., Roteiros de Aulas Práticas – Laboratório de Química Geral I, 
USP – São Paulo. 
RUSSEL, J. B. "Química Geral" Ed. Mc Graw-Hill do Brasil Ltda., São Paulo, 
1982. 
Disponível em www.qmc.ufsc.br, acessado em 18 de Março de 2011. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
19 
 
 
 
 
PRÁTICA 4– PROCESSOS GERAIS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS 
 
INTRODUÇÃO 
 
Misturas 
Geralmente, os materiais não são formados nem de elementos, nem de 
c p st s pur s; p rt t , ã sã “substâ ci s”, sã misturas. 
As misturas podem ser: 
- Homogêneas: as moléculas ou íons que compõem a mistura estão tão bem 
dispersos que a composição é a mesma em toda a extensãoda amostra, 
independentemente do seu tamanho. Por exemplo, a água e o açúcar, onde as 
moléculas de açúcar estão tão bem misturadas com a água que não podem ser 
identificadas regiões ou partículas separadas. As misturas homogêneas 
também são chamadas de soluções. 
- Heterogênas: a olho nu ou utilizando um microscópio, é possível reconhecer 
diferentes componentes da mistura. Por exemplo, o leite, a olho nu 
aparentemente parece homogêneo, no entanto, utilizando-se um microscópio, 
é possível observar glóbulos da gordura do leite flutuando em um líquido que é 
principalmente água (ATKINS e JONES, 2006). 
No caso de haver uma mistura contendo duas substâncias (ambas em 
quantidades consideráveis), o ato de separar uma substância da outra chama-
se separação de misturas (CONSTANTINO et al, 2003). 
Em um laboratório, várias técnicas podem ser utilizadas para fazer a 
separação de misturas. Dependendo do tipo de mistura, haverá uma técnica 
apropriada: 
- Filtração simples: é utilizada para separar componentes de uma mistura 
heterogênea sólido-líquido. Consiste em fazer a mistura passar por um 
elemento filtrante (meio que contém orifícios muito pequenos). O líquido passa 
pelos orifícios e o sólido fica retido. O meio filtrante mais conhecido é o papel 
de filtro, geralmente fabricado em forma circular. 
Os papéis de filtro podem ser dobrados de duas formas distintas. A 
Figura 1, e a Figura 2 apresentam, respectivamente, as duas formas de dobrar 
o papel de filtro para efetuar uma filtração simples (CONSTANTINO et al, 
2003). 
20 
 
 
Figura 1: (A) Papel de filtro de forma lisa e (B) filtração simples 
 
 
Figura 2: Obtenção de papel de filtro pregueado. 
 
- Filtração a vácuo: empregada na separação de misturas sólido-líquido. É 
conhecida também como filtração por sucção, que é feita utilizando-se um funil 
de Büchner acoplado a um frasco de Kitassato, como mostra a Figura 3. Funis 
de Büchner são feitos de porcelana e têm, internamente, uma plataforma 
contendo vários furos; sobre a qual é colocado o papel de filtro. Numa filtração 
a vácuo, a sucção pode ser provida por uma trompa de água ou uma bomba de 
vácuo (SILVA et al,1990). 
 
Figura 3: Conjunto empregado numa filtração à vácuo. 
 
- Funil de decantação: Esta técnica aproveita a diferença de densidades 
(ATKINS e JONES, 2006). Havendo um líquido flutuando sobre outro líquido, 
pode-se utilizar o funil de decantação na separação de líquidos imiscíveis como 
mostra a Figura 4. 
21 
 
 
Figura 4: Funil de decantação. 
- Destilação: Processo de separação de um líquido de um sólido (ou outro 
líquido) por evaporação do líquido em um recipiente e posterior condensação, 
em outro recipiente, do vapor resultante. A destilação pode ser de dois tipos: 
simples ou fracionada. A Figuras 5 apresenta uma montagem experimental 
para a realização de uma destilação simples e destilação fracionada. (SILVA et 
al,1990). 
 
Figura 5: Aparelhagem para realização de (A) destilação simples e (B) destilação fracionada. 
 
- Dissolução fracionada: utiliza-se para fazer a separação de misturas sólido-
sólido. Consiste em dissolver um dos componentes e efetuar uma filtração 
simples e, em seguida, recuperar o componente dissolvido por filtração. 
 
- Centrifugação: empregada para acelerar a decantação (sedimentação de 
fases) quando as partículas do soluto são muito pequenas. A Figura 7 mostra o 
soluto depositado no fundo do tubo após a centrifugação. 
 
Figura 6: Soluto antes e depois da centrifugação. 
(A) (B) 
22 
 
 
PARTE EXPERIMENTAL 
Materiais necessários 
 
-pipetas graduadas de 10 ml 
-pipetador 
-condensador 
-centrifuga 
-tela de amianto 
-suporte universal 
-garras 
-manta aquecedora 
-kitasato 
-béquer 
-funil analítico 
-almofariz e pistilo 
-trompa de vácuo 
-argola 
-termômetro 
-papel de filtro 
-funil de decantação 
-funil de büchner 
-espátula 
-pérolas de vidro 
-balão de destilação 
-tripé de ferro 
-proveta 
-bastão de vidro 
-erlenmeyer 
-carbonato de cálcio 
-sulfato de cobre pentahidratado 
-álcool pigmentado 
-enxofre 
-clorofórmio 
-solução 5% de iodo 
-solução 5% de sulfato de cobre pentahidratado 
-leite 
-solução de ácido acético diluída 
-solução de hidróxido de amônio 1:1 
 
 
23 
 
Procedimento 
Filtração simples e a vácuo 
- Pese 3,0 g de CuSO4 . 5H2O em um béquer de 50 mL e acrescente 10 mL de 
H2O destilada para a dissolução do mesmo. Esta solução deve ser filtrada 
utilizando-se a técnica de filtração simples (com papel de filtro pregueado) e 
recolhida em um erlenmeyer. 
- Adicione ao filtrado solução de NH4OH(aq) (1:1) lentamente, sob agitação, até 
que se inicie a precipitação. Anote a cor observada. 
- Ao precipitado formado adicione NH4OH(aq) em excesso até que haja a 
dissolução do precipitado. Anote o volume adicionado. Escreva as reações 
ocorridas. 
- Coloque a solução formada em banho de gelo e adicione álcool etílico até a 
precipitação. 
- Filtre o sólido resultante em funil de Büchner lavando o sólido no funil com 
pequenas porções de água gelada e álcool etílico, mantendo o vácuo ligado. 
- Deixe o sólido secando sob vácuo alguns minutos. Recolha em recipiente 
adequado. 
 
Funil de decantação 
 
PERIGO: O clorofórmio é anestésico, muito volátil e inflamável. 
- Coloque o funil de decantação no suporte universal adicione a solução de 
iodo no funil até 1/5 do volume. 
- Acrescente um volume igual de clorofórmio. Observe. Agite bem e deixe em 
repouso. (Note que o clorofórmio se acumula na parte inferior do funil, 
enquanto a água fica na parte superior). 
- Abra lentamente a torneira e recolha o clorofórmio num béquer, deixando 
apenas água no funil. 
 
Destilação simples 
- Monte o sistema apresentando na Figura 5 (A). 
- Com um funil e uma proveta, coloque aproximadamente 10 mL de uma 
solução de CuSO4 5H2O no balão de fundo chato. Para evitar 
superaquecimento, coloque dentro algumas pérolas de vidro. 
- Abra, com cuidado, a entrada de água do condensador. 
- Aqueça lentamente o balão, tomando o cuidado de anotar a temperatura no 
início da ebulição bem como no término. Observe que, quando a solução atinge 
o ponto de ebulição, a água passa para o estado gasoso e vai para o 
condensador, onde volta ao estado líquido. Verifique, ainda, se, no final da 
destilação, obtém-se mesmo o sulfato de cobre no balão e água destilada no 
erlenmeyer. 
 
 
24 
 
Dissolução fracionada 
- Misture cerca de 1,5 g de enxofre com 3,0 g de CuSO4 5H2O sólido num 
almofariz. 
- Triture com o pistilo até obter um pó bem fino. Coloque num béquer uma 
porção da mistura pulverizada. 
- Adicione água para dissolver o sulfato de cobre. 
- Proceda uma filtração simples para a separação dos compostos. 
 
Centrifugação 
- Coloque, em um tubo de ensaio, 5,0 mL de leite (com o auxílio de uma pipeta) 
e 5,0 mL de ácido acético diluído. Observe a precipitação da caseína do leite. 
- Coloque o tubo numa centrífuga, juntamente com um segundo tubo contendo 
igual quantidade de água (para equilibrar o conjunto). 
- Centrifugue por 3 minutos. Retire os tubos de ensaio e anote as observações. 
 
Questões 
1) Para que tipo de mistura devemos usar a filtração? 
2) O que é uma filtração simples? E a vácuo? Quando se usa a filtração a 
vácuo? 
3) Quando devemos utilizar o papel de filtro de dobra lisa? E o papel 
pregueado? 
4) Por que deve-se lavar o precipitado com água gelada? Poderia ser usado 
outro solvente? Qual? E a que temperatura? 
5) Por que usou-se banho de gelo no finalda precipitação? 
6) Quando se usa a destilação simples? E a fracionada? Cite um exemplo para 
cada uma. 
7) Como se apresenta o iodo em solução aquosa? E em clorofórmio? Por quê? 
Porque, após adicionar clorofórmio e agitar, esta solução fica quase incolor 
enquanto o clorofórmio antes incolor, torna-se violeta? 
 
 
BIBLIOGRAFIA 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. 3ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 
CONSTANTINO, M. G.; SILVA, G. V. J. da; DONATE, P. M. 
Fundamentos de química experimental. São Paulo: EdUSP, 2003. 
SILVA, R. R.; BOCCHI, N.; ROCHA FILHO, R. C. Introdução a química 
experimental. São Paulo: McGraw-Hill, 1990. 
 
 
 
 
25 
 
PRÁTICA 5 – REAÇÕES ENTRE ÍONS EM SOLUÇÃO AQUOSA 
 
INTRODUÇÃO 
A dissolução de um sólido iônico envolve a separação dos íons 
existentes no estado sólido. Quando um composto iônico se dissolve em água, 
cada íon negativo está envolvido por moléculas de água, com as suas regiões 
positivas apontando na direção do íon, e cada íon positivo está envolvido pelas 
regiões negativas das várias moléculas de água (KOTZ e TREICHEL, 2002). 
Solutos que produzem íons quando são dissolvidos em água são 
chamados eletrólitos. Em soluções de eletrólitos fortes, todos os solutos 
assumem a forma de íons separados, ao passo que soluções de eletrólitos 
fracos consistem principalmente de moléculas dissolvidas e um número 
relativamente pequeno de íons separados (MAHAN e MEYERS, 1995). 
O cloreto de hidrogênio é um eletrólito forte e o cloreto de sódio 
também. Quase todos os compostos iônicos solúveis são eletrólitos fortes. O 
ácido acético é um eletrólito fraco: em água, nas concentrações normais, 
somente uma pequena fração das moléculas de CH3COOH se separam em 
íons hidrogênio, H+ e íons acetato, CH3CO2
-. Uma das formas de distinguir 
entre eletrólitos fortes e fracos é medir sua capacidade de conduzir eletricidade 
(ATKINS e JONES, 2006). 
Muitos compostos iônicos se dissolvem muito pouco em água e outros 
são essencialmente insolúveis. O Quadro 1 abaixo apresenta as diretrizes 
gerais que ajudam a prever quando determinado composto é solúvel ou não 
em meio aquoso (KOTZ e TREICHEL, 2002). 
Quadro 1: Regras para prever a solubilidade de compostos iônicos 
Compostos solúveis Exceções 
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 de Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, 
Pb2+ 
Sais de nitrato, NO3
- 
 clorato, ClO3
- 
 perclorato, ClO4
- 
 acetato, CH3CO2
- 
 
Sais de sulfato, SO4
2- Sulfatos de Ca2+, Sr2+, Ba2+, Pb2+ 
Compostos insolúveis Exceções 
Todos os sais de carbonato, CO3
2- 
 fosfato, PO4
3- 
 oxalato, C2O4
2- 
 cromato, CrO4
2- 
 sulfeto, S2- 
A maioria dos hidróxidos e óxidos 
metálicos 
Sais de NH4
+ e cátions de metais 
alcalinos 
26 
 
 
A primeira regra diz que todos os componentes de metais alcalinos são 
solúveis em água. Isto significa que devemos esperar que qualquer sal 
contendo Na+ ou K+, ou qualquer um dos íons de metais do Grupo IA, seja 
solúvel. Se um dos reagentes em uma reação de dupla troca for Na3PO4, 
podemos concluir, a partir da regra que ele é solúvel. Dessa forma, iremos 
escrevê- lo na sua forma dissociada na equação iônica. Assim, se um dos um 
dos produtos em uma reação for o CaCO3 podemos concluir que ele é 
insolúvel, pois o cátion não é um metal alcalino ou NH4
+. Desse modo, iremos 
escrever sua fórmula na forma não dissociada na equação iônica, como é 
evidenciado no item abaixo (BRADY, RUSSELL, HOLUM, 2002). 
 
Equações iônicas e iônicas simplificadas 
Considere a reação entre o cloreto de sódio e nitrato de prata 
AgNO3(aq) + NaCl(aq)  AgCl(s) + NaNO3(aq) 
A equação acima é dita molecular ou global, pois os reagentes e 
produtos estão escritos na forma de moléculas. Pode- se deduzir, a partir desta 
equação e do conceito de eletrólitos, que os dois reagentes e um dos produtos 
estarão dissociados no meio da reação. Por esse motivo, pode ser conveniente 
substituir a equação global ou molecular por uma equação iônica completa. 
Uma equação iônica completa de uma reação de precipitação, por 
exemplo, mostra explicitamente todos os íons dissolvidos. A equação iônica 
completa do cloreto de prata é 
Ag+(aq) + NO3
-
(aq) + Na
+
(aq) + Cl
-
(aq)  AgCl(s) + Na
+
(aq) + NO3
-
(aq) 
Os íons Na+ e NO3
-
 estão presentes em solução antes e depois da 
reação, e portanto, aparecem como reagentes e produtos na equação química 
equilibrada. Íons com este comportamento podem ser denominados íons 
espectadores, porque eles não estão envolvidos no processo efetivo da 
reação (ATKINS e JONES, 2006; KOTZ e TREICHEL, 2002). 
Como os íons espectadores permanecem inalterados, podemos 
cancelá-los em cada lado da equação 
Ag+(aq) + NO3
-
(aq) + Na
+
(aq) + Cl
-
(aq)  AgCl(s) + Na
+
(aq) + NO3
-
(aq) 
O cancelamento dos íons espectadores leva a equação iônica 
simplificada da reação: 
Ag+(aq) + Cl
-
(aq)  AgCl(s) 
Para escrever uma equação simplificada, deve-se ou conhecer a 
natureza de todas as espécies reagentes ou produtos, ou deve- se conhecer 
algumas delas para conseguir prever o restante da reação (RUSSEL, 1981). 
 
 
 
27 
 
Previsão da ocorrência de uma reação química em solução 
aquosa 
A ocorrência de uma reação pode ser indicada por alguma propriedade 
organoléptica (propriedade que impressiona os sentidos e o organismo) tais 
como a formação de produtos gasosos, formação de produtos insolúveis, 
mudança de coloração, de temperatura dentre outras. Alguns exemplos destas 
mudanças estão descritas abaixo: 
 
- Formação de precipitado 
Em uma reação de precipitação, forma- se um produto sólido insolúvel 
quando duas soluções eletrolíticas são misturadas. Um exemplo é a mistura de 
cloreto de sódio e nitrato de prata. Quando as duas soluções se misturam em 
água, forma-se imediatamente um precipitado branco de cloreto de prata 
(KOTZ e TREICHEL, 2002). 
AgNO3(aq) + NaCl(aq)  AgCl(s) + NaNO3(aq) 
- Formação de água ou de um eletrólito fraco 
Considere a reação abaixo: 
HCl(aq) + CH3COONa(aq)  NaCl(aq) + CH3COOH(aq) 
Os reagentes são eletrólitos fortes; o HCl é um ácido forte e 
CH3COONa o é um sal. Entre os produtos, reconhecemos o NaCl como um 
sal- um eletrólito forte. O ácido CH3COOH não é um ácido forte, assim 
podemos concluir que é um eletrólito fraco. 
 
- Formação de gases 
Os exemplos mais comuns envolvem um carbonato metálico e um 
ácido. O produto da reação de um carbonato metálico com um ácido é o ácido 
carbônico, H2CO3, que se decompõe em H2O e CO2. 
CaCO3(s) + 2H
+
(aq)  Ca
2+
(aq) + CO2(g) + H2O 
- Mudança de coloração (com formação de íon complexo) 
Os cátions dos metais de transição possuem uma tendência para 
formar complexos com outros íons ou moléculas, envolvendo ligações 
covalentes entre os íons ou moléculas que fazem a coordenação. Geralmente 
os complexos são coloridos, e muito mais estáveis do que os seus sais. 
Fe3+(aq) + 6SCN
-
(aq)  [Fe(SCN)6]
3-
(aq) 
amarelo incolor vermelho 
 
 
 
 
 
28 
 
PARTE EXPERIMENTAL 
Materiais necessários 
- tubos de ensaio 
- conta gotas 
- NaOH 0,1 mol L-1 
- Na2CO3 1 mol L
-1 
- H2SO4 0,5 mol L
-1 
- CuSO4 0,1 mol L
-1 
- Na2S 0,1 mol L
-1 
- CH3COOZn 1 mol L-1 
 
Procedimento 
Seis soluções aquosas numeradasserão distribuídas para cada equipe 
e sem conhecer a ordem das mesmas. 
As soluções serão: 
- hidróxido de sódio 0,1 mol/L 
- carbonato de sódio 1 mol/L 
- ácido sulfúrico 0,5 mol/L 
- sulfato de cobre (II) 0,1 mol/L 
- sulfeto de sódio 0,1 mol/L 
- acetato de zinco 1 mol/L 
 
- Misture cerca de 1 mL das soluções (não é necessário medir com precisão), 
duas a duas, observando se há diferença entre o estado inicial e final de cada 
mistura de reação. 
- Preencha a tabela abaixo e anote todas as observações referentes a cada 
mistura tais como: formação de precipitado, cor do precipitado, produção de 
gás, etc, escrevendo as equações químicas (global e iônica simplificada) de 
cada mistura e analise os resultados obtidos para os diversos sistemas 
químicos. 
- Associe o número do tubo de ensaio à solução correspondente. 
 
 
1 2 3 4 5 6 
1 X 
 
2 
 
X 
 
3 
 
X 
 
4 
 
X 
 
5 
 
X 
 
6 
 
X 
 
Questões 
1) Definir reação química e citar algumas manifestações macroscópicas que 
acompanham as transformações químicas. 
29 
 
 
2) Indicar quais são os íons presentes na solução de cada um dos seguintes 
compostos: 
HCl 
HgNO3 
Hg2(NO3)2 
CaCl2 
K2CO3 
CH3COONa 
NH4HCO3 
K2CrO4 
 
3) Nomeie os seguintes compostos de acordo com as normas oficiaisCuCl2 
Ca(NO3)2 
NH4HCO3 
NaClO 
KClO3 
K3[Fe(CN)6] 
Ag2CrO4 
 
4) Considere as reações abaixo: 
a) Hidróxido de bário e sulfato de amônio 
b) Nitrato de potássio e cloreto de amônio 
c) Carbonato de amônio e ácido propiônico 
Escreva as reações 
 
BIBLIOGRAFIA 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. 3ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 
BRADY, J. E.; RUSSELL, J. W.; HOLUM, J. R. Química- A matéria e 
suas transformações. 3ª edição. Rio de Janeiro: LTC, 2002. 
KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. Química e Reações Químicas. 4ª edição. 
Rio de Janeiro: LTC, 2002. 
MAHAN, B. M.; MYERS, R. J. Química um curso universitário. 4ª 
edição. São Paulo: Edgard Blucher, 1995. 
 
 
 
 
 
 
 
30 
 
PRÁTICA 6– PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES 
INTRODUÇÃO 
Uma solução, no sentido amplo, é uma dispersão homogênea de duas 
ou mais espécies de substâncias moleculares ou iônicas. A espécie em menor 
quantidade em uma solução é chamada de soluto, e a espécie em maior 
quantidade é denominada de solvente (HARRIS, 2008). Portanto, numa 
solução, o soluto e o solvente constituem uma única fase e toda mistura 
homogênea constitui uma solução. 
A concentração informa a quantidade de soluto contida em um 
determinado volume, ou em uma determinada massa, de solução ou solvente 
(HARRIS, 2008; CONSTANTINO, 2003). Uma vez que as quantidades de 
solvente e soluto podem ser medidas em massa, volume ou quantidade de 
matéria (número de moles), existem diversas unidades de concentração de 
soluções. As mais utilizadas são: 
Concentração em gramas por litro: esse termo é utilizado para indicar a 
relação entre a massa do soluto (m), expressa em gramas, e o volume (V), da 
solução em litros. 
C (g L-1) = 
 
 
 
Exemplo: Preparou-se uma solução 40 g L-1 de NaOH em um balão de 500 mL. 
Qual a massa utilizada? 
40 g L-1 = 
 
 
 m = 20 g 
 
Concentração em quantidade de matéria (molaridade): um mol é a 
quantidade que contém o número de Avogadro de partículas (átomos, 
moléculas, íons, ou qualquer outra coisa). A concentração em quantidade de 
matéria é o número de moles de uma substância por litro de solução (HARRIS, 
2008; ATKINS e JONES, 2006). 
C (mol L-1) = 
 
 
 = 
 
 
 
O modo usual de preparar uma solução de uma dada molaridade de 
uma substância sólida em água é transferir uma massa conhecida do sólido 
para um balão volumétrico, acrescentar um pouco de água para dissolvê-lo, 
encher o balão com água até a marca e, então, agitar o balão invertendo o 
frasco repetidamente (ATKINS e JONES, 2006). 
Exemplo: Calculando a concentração em quantidade de matéria da solução 
preparada no exemplo acima tem-se: 
1mol – 40 g 
 x – 20 g 
 x= 0,5 mol 
0,5 mol – 1000 mL 
 x – 500 mL 
 x = 0,25 mol L-1 
 
31 
 
Fração molar: é a razão da quantidade de matéria do componente (ncomponente) 
pela quantidade de matéria total de todas as substâncias presentes na solução 
(ntotal). Se os componentes da solução forem denominados A, B e C, pode-se 
escrever: 
XA = 
 
 
 
Note-se que: XA + XB + XC = 1 
Exemplo: Uma solução de NaCl foi preparada a partir de 10 g de soluto e 250 
mL de H2O. Qual a fração molar do sal na solução? 
 = 
 
 
 onde m = massa (g) 
M = massa molar (g mol-1) 
 = 
 
 
 
 = 0,17 mol 
 = 
 
 
 
 = 13,9 mol 
 
 = 
 
 
 = 0,012 = 1,2 % 
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 do ou volume do solvente ou solução, sendo geralmente representadas 
como: 
10% (m/m); 10% (m/V) ou 10% (V/V) 
Exemplo: 100g de solução concentrada de HCl a 36% (m/m) contem 36g de 
cloreto de hidrogênio e 64g de água. 
 
Diluição 
O procedimento de diluição é muito utilizado no preparo de soluções 
principalmente quando a massa do soluto a ser pesada é muito pequena, o que 
conduz a erros na concentração da solução. Dessa forma, é preferível preparar 
uma solução concentrada (conhecida também como solução estoque) e a partir 
desta obter a solução da concentração desejada. O método consiste na 
transferência de um determinado volume de uma solução concentrada para um 
recipiente limpo e, então, diluído para um volume final desejado. É importante 
ressaltar que o número de mols existente na solução antes da diluição 
permanece o mesmo após a diluição. No entanto, a alteração do volume da 
solução implica na alteração da concentração da mesma como mostra a Figura 
1 abaixo (ATKINS e JONES, 2006). 
32 
 
 
Figura 1: Representação da diluição: quando uma solução é diluída, o mesmo número de 
moléculas do soluto ocupa um volume maior. 
Uma vez que o número de mols de reagente em V litros contendo C 
mols por litro de reagente é o produto de C V = mol L-1 L, pode-se igualar o 
número de mols nas soluções concentrada (conc) e diluída (dil): 
 = 
 
 
 = 
 = 
 = 
Exemplo: Deseja-se preparar 250 mL de uma solução de NaOH 0,1 mol L-1 a 
partir de uma solução estoque de 2,5 mol L-1. Qual o volume deve ser 
pipetado? 
 = 
 = 
 
 
 
PARTE EXPERIMENTAL 
Materiais necessários 
NaOH(s) 
HClconc 
Água destilada 
Béqueres de 100 ml 
Balões volumétrico 200 mL 
Pipetador de borracha 
Espátulas 
Bastão de vidro 
 
Procedimento 
- Inicialmente, efetue os cálculos para determinar a massa do soluto ou volume da 
solução concentrada para preparar 200 mL das seguintes soluções: 
a) 0,1 mol L-1 NaOH 
b) 0,3 mol L-1 NaOH 
c) 1 mol L-1 HCl 
d) 1,5 mol L-1 HCl 
 
 Cálculo da preparação de 100 mL de ácido clorídrico 0,1 mol L-1(d = 1,19 g mL-1) 
0,1 mol – 1000 mL 
 x – 100 mL 
 x = 0,01 mol 
 
1 mol HCl – 36,461g 
 0,01 mol – x 
 x = 0,36461g 
 
 37 g HCl – 100 g solução 
0,36461 g – x 
 x = 0,9854 g 
d = m / V 1,19 g mL-1 = 0,9854g/ V V = 0,828 mL 
33 
 
Preparação de solução a partir de soluto sólido 
- Pese a massa calculada e dissolva a mesma com água destilada em um béquer. 
- Transfira essa solução para o balão volumétrico e enxágue o béquer sendo que as 
águas de lavagem devem ser adicionadas ao balão. 
- Complete o volume acertando o menisco. 
- Tampe o balão e agite a solução para homogeneizá-la. 
- A solução deverá ser armazenada em um frasco devidamente identificado com 
fórmula, concentração da solução, o nome do grupo e data da preparação. 
 
Preparação de solução de ácido 
- Retire uma alíquota (volume) da solução concentrada, previamente calculada, 
usando uma pipeta graduada com auxílio de um pipetador. 
- Transfira lentamente esse volume para um balão que já contenha água destilada e 
proceda como no caso descrito acima. 
Observação: Soluções básicas não devem ser armazenadas em frascos de vidro 
pois podem reagir com a sílica. 
 
Questões 
1) O que é a concentração de uma solução? Que erros podem ser cometidos 
durante o preparo de uma solução que impliquem em uma concentração real 
diferente da concentração suposta? 
2) Um químico que estuda as propriedades de emulsões fotográficas precisa 
preparar 500,00 mL de 0,179 mol L-1 AgNO3. Que massa de nitrato de prata precisa 
ser colocada em um balão volumétrico de 500 mL? 
3) Dissolveu-se 0,094 g de CuSO4 5H2O em água e diluiu-se a solução até a marca 
em um balão de 500 mL. Uma alíquota de 2 mL dessa solução foi transferida para 
outro balão de 500 ml e diluída. (a) Qual é a concentração em quantidade de matéria 
do CuSO4 na solução final? (b) Para preparar essa solução diretamente, que massa 
de CuSO4 5H2O seria necessário? 
4) A concentração de açúcar (glicose, C6H12O6) no sangue humano varia desde 80 
mg/100 mL. Antes das refeições, até 120 mg/100 mL, após as refeições. Calcule a 
molaridade da glicose no sangue antes e depois das refeições. 
5) Um frasco de ácido sulfúrico concentrado está rotulado como 98%. (a) Qual a 
concentração do ácido em mol L-1 sabendo que sua densidade é 1,8 g/mL. (b) 
Quantos mililitros de reagente devem ser diluídos para preparar 1 L de uma solução 
de H2SO4 1 mol L
-1? 
6) Calcule a concentração em quantidade de matéria de (a) 24 L de oxigênio 
molecular e 57,5 mL de hidrogênio molecular em 115 L de ar atmosférico, a 0 ºC e 1 
atm; (b) uma solução de etileno (C2H4) a 10% (V/V) em argônio, a 0 ºC e 1 atm. 
7) Que massa de NaOH deve ser dissolvida para preparar 500 mL de uma solução a 
0,05%? 
34 
 
 
BIBLIOGRAFIA 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. 3ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 
CONSTANTINO, M. G.; SILVA, G. V. J. da; DONATE, P. M. Fundamentos 
de química experimental. São Paulo: EdUSP, 2003. 
HARRIS, D. C. Análise química quantitativa. 7ª ed. Rio de Janeiro: LTC, 
2008. 
 
35 
 
PRÁTICA 7 – INDICADORES E PAPEL DE INDICADOR DE pH 
INTRODUÇÃO 
Indicadores 
O indicador é uma substância que varia de cor conforme a concentração 
hidrogeniônica do meio. Normalmente, é um ácido orgânico fraco ou uma base 
fraca, possuindo estruturas orgânicas muito complexas como pode ser observado na 
Figura 1 (VOGEL, 1981; HARRIS, 2008). Um indicador ácido-base muda de cor com 
o pH porque ele tem uma cor na forma de ácido (HIn, em que In significa indicador) 
e outra na forma básica (In-). A mudança de cor acontece porque o próton muda a 
estrutura da molécula HIn e faz com que a absorção de luz seja diferente na forma 
HIn e na forma In- (ATKINS e JONES, 2006). 
 HIn(aq) + H2O(l) In
-
(aq) + H3O
+
(aq) KIn= [H3O
+][In-] 
 forma ácida forma básica [HIn] 
 (cor A) (cor B) 
 
HC20H13O4(aq) + H2O(l) HC20H13O4
-
(aq) + H3O
+
(aq) 
 
 Incolor (forma ácida) Rosa (forma básica) 
Figura 1. Representação do indicador fenolftaleína e a interconversão entre a forma ácida e básica. 
Outro exemplo de indicador comum é o alaranjado de metila, demonstrado 
na Figura 2 a seguir: 
 
 
 
 forma ácida forma básica 
 (vermelho) (alaranjado) 
Figura 2. Representação do indicador alaranjado de metila na forma ácida e básica. 
A concentração de um indicador em solução é geralmente tão baixa que sua 
influência sobre o pH é desprezível. O equilíbrio acima demonstrado pode ser 
deslocado tanto para a esquerda como para a direita de acordo com mudanças na 
acidez, por isto pode ser usado para indicador o pH da solução à qual foi adicionado 
(RUSSEL, 1994; ATKINS e JONES, 2006). 
Em solução ácida (grande concentração de íons H3O
+) o equilíbrio está 
deslocado para a esquerda, de modo que a concentração de HIn é alta e a 
concentração de In- é baixa, resultando na cor A. Se adicionarmos base a essa 
solução, a concentração de íons H3O
+ se reduz e o equilíbrio se desloca para a 
direita, fazendo com que, finalmente, comece a predominar a cor B (RUSSEL, 1994; 
ATKINS e JONES, 2006). 
N N
CH3
CH3
N SO3H + H2O N N
CH3
CH3
N SO3
- + H3O
+ 
36 
 
A variação da cor de um indicador que corresponde a um meio ácido para a 
cor que corresponde a um meio básico não é brusca, mas ocorre em um certo 
intervalo de pH, denominado zona de viragem ou zona de transição. Como 
diferentes indicadores tem diferentes valores de KIn, o intervalo de pH, no qual há 
variações da coloração, muda de um indicador para outro. A Tabela 1 abaixo mostra 
as zonas de transição e suas mudanças de cores correspondentes para alguns 
indicadores. 
 
Tabela 1. Faixas de pH de alguns indicadores ácido-base (VOGEL, 1981; HARRIS, 2008). 
Indicador 
Intervalo de pH 
(zona de transição) 
Mudança de cor 
Violeta de metila 0,0 – 1,8 amarelo a azul 
Alaranjado de metila 3,1 – 4,4 vermelho a amarelo 
Vermelho de metila 4,2 – 6,3 vermelho a amarelo 
Azul de bromotimol 6,0 – 7,6 amarelo a azul 
Vermelho de fenol 6,4 – 8,0 amarelo a vermelho 
Fenolftaleína 8,3 – 10,0 incolor a vermelho 
Timolftaleína 8,3 – 10,5 incolor a azul 
Amarelo de alizarina 10,1 – 12,0 
amarelo a vermelho-
alaranjado 
 
Papéis indicadores de pH 
Alguns dos indicadores relacionados na Tabela 1 podem ser misturados 
p r f r r de i d “i dic d r u ivers ”, c p z de i dic r, e u só teste, 
pH aproximado de uma solução. Pequena tiras de papel filtro são impregnadas com 
essa mistura de indicadores e podem ser guardadas por longos períodos. 
Quando deseja-se apenas determinar se uma solução é ácida ou básica 
utiliza-se o papel de tornassol que é impregnado com apenas um indicador, logo ele 
registra uma transição de cor em apenas um intervalo de pH (solução ácida = 
vermelho; solução básica = azul) (VOGEL, 1981). 
 
Determinação potenciométrica do pH 
O método mais avançado e preciso para determinação de pH é 
fundamentado na medição da força eletromotriz (fem = diferença de potenciais entre 
dois eletrodos) de uma solução utilizando um eletrodo de vidro combinado (Figura 
3). A diferença de potencial elétrico surge basicamente da diferença de 
concentração de íons H+ da solução e do interior do eletrodo (VOGEL, 1981; 
ATKINS e JONES, 2006). 
O medidor de pH é calibrado com soluções tampão de pH conhecidos e a 
fem medida é automaticamente transformada no pHda solução, que pode ser, 
então, lido no visor (ATKINS e JONES, 2006). 
37 
 
 
Figura 3. Representação de um eletrodo de vidro combinado empregado na determinação de pH. 
 
PARTE EXPERIMENTAL 
Materiais necessários 
Violeta de metila 
Alaranjado de metila 
Vermelho de metila 
Azul de bromotimol 
Vermelho de fenol 
Timolftaleína 
Amarelo de alizarina 
Água destilada 
HCl 6 mol L-1 
NaOH 6 mol L-1 
HCl 0,1 mol L-1 
CH3COOH 0,1 mol L
-1 
HNO3 0,1 mol L
-1 
NaCl 0,1 mol L-1 
CH3COONH4 0,1 mol L
-1 
NH4Cl 0,1 mol L
-1 
NaOH 0,1 mol L-1 
NH4OH 0,1 mol L
-1 
CH3COONa 0,1 mol L
-1 
Água destilada 
Bastão de vidro 
Papel tornassol 
Papel indicador universal 
Tubos de ensaio 
Béqueres 
 
 
Procedimento 
Indicadores- transição de cor 
- Colocar, em dois suportes de tubos de ensaio, 8 tubos de ensaio e numere os 
tubos de cada suporte. 
- Adicione aos mesmos 2 a 3 mL de água destilada. 
- Para o primeiro suporte, adicione 1 gota de solução de HCl 6 mol L-1 para 
cada tubo e, para o segundo suporte, 1 gota de solução de NaOH 6 mol L-
1. 
- Aos tubos 1, de cada suporte, adicione 4 gotas de fenolftaleína e observar as 
cores. 
- Repita o procedimento do item anterior com os demais indicadores: violeta de 
metila, alaranjado de metila, vermelho de metila, azul de bromotimol, vermelho 
de fenol, timolftaleína e amarelo de alizarina. 
- Anote as observações. 
 
Abertura lateral para preenchimento 
Haste de prata recoberta com AgCl (Ag/AgCl) 
Eletrólito 
Eletrodo de referência 
Junção 
Elemento sensor de pH 
38 
 
Indicador Cor em pH ácido Cor em pH básico 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Determinação do pH de uma solução 
- Adicione em cada béquer aproximadamente 10 mL das soluções a seguir: 
1- HCl - 0,1mol L-1 
2- CH3COOH - 0,1mol L
-1 
3- HNO3 - 0,1mol L
-1 
4- NaCl - 0,1mol L-1 
5- NH4Cl - 0,1mol L
-1 
6- CH3COONH4 - 0,1mol L
-1 
7- NaOH - 0,1mol L-1 
8- NH4OH - 0,1mol L
-1 
9- CH3COONa - 0,1mol L
-1 
10- Água destilada 
39 
 
- Introduza um bastão de vidro limpo na solução, colocando, a seguir, a 
extremidade do bastão de vidro úmida em contato com uma pequena tira de 
papel indicador (indicador universal e tornassol) 
- Verifique a cor produzida e o pH correspondente. 
- Anote os e compare resultados. 
Solução Papel tornassol 
Papel indicador 
universal 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Determinação do pH das solução com o uso de um pHmetro 
- Com as mesmas soluções determine o pH utilizando um pHmetro. Compare 
os resultados obtidos. 
Solução pHmetro 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Questões 
1) Explicar a teoria geral de ação de indicadores ácido-base. Exemplificar com 
a fórmula estrutural de dois indicadores. 
2) Experimentalmente, qual deve ser a relação entre as concentrações das 
formas dissociada e não dissociada para se perceber as alterações de cor dos 
indicadores? Deduzir qual é o intervalo de viragem de um indicador. 
3) Para o caso do indicador alaranjado de metila: 
40 
 
 a) Qual o pH para o indicador apresentar cor vermelha? 
 b) Calcular a concentração de OH- (aq) necessária para o menor pH no qual o 
 indicador apresenta cor alaranjada. 
 c) Calcular a concentração de OH- (aq) e H
+ (aq) para soluções preparadas 
usando 1 gota de HCl 6 mol L-1 e 1 gota de NaOH 8,0 mol L-1 em 3 mL de 
água (considerar 1 gota = 0,05 mL). 
d) Comparar esses resultados com o observado na região de transição de cor 
dos indicadores. 
 
BIBLIOGRAFIA 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. 3ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 
HARRIS, D. C. Análise química quantitativa. 7ª ed. Rio de Janeiro: 
LTC, 2008. 
VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa. São Paulo: Editora 
Mestre Jou, 1981. 
RUSSEL, J. B. Química Geral. 2ª ed. Vol. 2. São Paulo: Pearson 
Makron Books, 1994. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
41 
 
PRÁTICA 8- PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES 
 
INTRODUÇÃO 
A titulação é uma técnica analítica, que tem como finalidade determinar 
a concentração exata de uma solução, fazendo reagir uma solução de 
concentração conhecida com a amostra cuja concentração se pretende 
determinar. O reagente cuja concentração é conhecida é denominado titulante 
e a substância que está sendo analisada é o titulado (CONSTANTINO, 2003; 
VOGEL, 2002). 
As soluções de concentração conhecida são chamadas soluções–
padrão e podem ser preparadas por dois processos diferentes, conforme se 
dispõe ou não de uma substância primária ou padrão. Uma substância primária 
é aquela que apresenta características como: um elevado grau de pureza, não 
higroscópica (não absorver água do ar), estável, reagir nas proporções 
indicadas pela equação química, ser bastante solúvel, ter elevada massa molar 
(VOGEL, 2002). 
Quando se dispõem de uma substância primária pode preparar-se 
diretamente a solução-padrão medindo com rigor a massa correspondente a 
quantidade necessária e dissolvendo no volume de água necessário para obter 
a concentração pretendida (HARRIS, 2008). 
Muitos reagentes usados, como o HCl e o NaOH, não estão disponíveis 
como padrões primários. No caso do HCl como este é um gás, soluções 
aquosas concentradas costumam perder quantidades consideráveis de HCl, 
sendo a concentração variável com o tempo. O NaOH é higroscópico e reage 
também como o CO2 do ar formando carbonato. Desta forma, faz-se necessária 
a padronização dessas substâncias, na qual se utiliza uma solução contendo 
aproximadamente a concentração desejada para titular um padrão primário e 
determinar a concentração do titulante. Essa solução padronizada com um 
padrão primário é chamada padrão secundário (CONSTANTINO, 2003; 
HARRIS, 2008). 
A solução padrão ou padronizada é normalmente adicionada com a 
ajuda de uma bureta, como mostra a figura 1. O volume exato em que a reação 
se completa totalmente é chamado ponto de equivalência. O término da 
titulação é detectado por meio de alguma modificação física produzida pela 
própria solução padronizada, ou mais comumente, pela adição de um 
indicador, onde o mesmo provoca uma mudança visual evidente (mudança de 
cor, por exemplo). O ponto em que isto ocorre é chamado ponto final da 
titulação. Na prática, porém ocorrem diferenças muito pequenas, a que 
chamamos erro da titulação. O indicador escolhido deve ter seu ponto final 
próximo ao ponto de equivalência da titulação, a fim de minimizar o erro da 
mesma (VOGEL, 2002). 
42 
 
 
Figura 1: Representação de uma titulação 
 
Para determinar a quantidade da amostra cuja concentração ou 
quantidade é desconhecida, é necessário saber a estequiometria da reação. 
Por exemplo, em uma titulação de hidróxido de sódio e ácido oxálico acontece 
a seguinte reação: 
 
H2C2O4(aq) + 2OH
-(aq) C2O4
2-(aq) + 2H2O(l) 
 
Enquanto o ácido está presente na solução, toda a base proporcionada 
pela bureta é consumida, e o indicador permanece incolor. Num certo ponto, 
porém, o número de mols de OH- adicionado é exatamente igual ao número de 
mols de H+ proveniente do ácido. Este é o ponto de equivalência. Logo que 
seja adicionado ligeiro excesso de base, após o ponto de equivalência, a 
solução no frasco fica básica e o indicador muda de cor (KOTZ e TREICHEL, 
2002). 
Quando se atinge, numa titulação, o ponto de equivalência, o volume de 
base consumido desde o início da titulação pode ser determinadopela simples 
leitura da bureta calibrada. A partir deste volume e da concentração da base, 
que é conhecida, pode se calcular o número de mols da base que foi 
consumido: 
 
Mols de base adicionados =concentração da base (mols/L). volume da base (L) 
 
Depois, usando-se o fator estequiométrico dado pela equação 
equilibrada, relaciona- se o número de mols de base consumido ao número de 
mols de ácido presente na amostra original (KOTZ e TREICHEL, 2002). 
 
Curvas de Titulação e Escolha de Indicadores 
 
 As curvas de titulação, no caso de reações de neutralização, são obtidas 
tomando valores de pH da solução em função do volume do titulante ou da 
fração titulada, mostrada na Figura 2, onde indica uma titulação ácido forte- 
base forte. Nesse caso o pH no ponto de equivalência é 7, pois há a formação 
de um sal neutro. O pH no ponto de equivalência depende do tipo de sal 
43 
 
formado na reação de neutralização (ATKINS e JONES, 2006; BACCAN et al, 
2001). 
 
 
Figura 2: Titulação ácido forte - base forte 
 
A escolha do melhor indicador para uma titulação ácido-base deve ser 
feita com base no valor de pH do ponto final. Uma das causas de erro no uso 
dos indicadores é o fato de a viragem dos mesmos ser gradual e se dar em 
certo intervalo de pH, ou seja, mesmo que se use um indicador adequado, 
aparece um erro devido a dificuldade em se decidir quando exatamente a 
viragem ocorre (BACCAN et al, 2001). 
 A Figura 3 apresenta o intervalo de pH de viragem do indicador 
alaranjado de metila e a curva de titulação de HCl 1,0x10-2 mol.L-1 com NaOH 
1,0x10-2 mol.L-1. Observa-se que o início da viragem do indicador se dá quando 
o volume do titulante é de aproximadamente 45 mL. A desvantagem no uso 
deste indicador está no fato de a viragem ser muito gradual, visto que entre o 
início e o fim da viragem o titulante varia de 45 a 49,5 mL(BACCAN et al, 
2001). Além disso, a viragem de cor deste indicador ocorre antes do ponto de 
equivalência o que ocasionará em erros na titulação. 
 
Figura 3: Curvas de titulação de um ácido forte com uma base forte e intervalo de pH de 
alguns indicadores: (a) Titulação de 50 mL de HCl 1,0x10
-2 
mol.L
-1 
com NaOH 1,0x10
-2 
mol.L
-1
. 
(b) Titulação de 50 mL de HCl 1,0x10
-1 
mol.L
-1 
com NaOH 1,0x10
-1 
mol.L
-1
. 
 
44 
 
 Idealmente, indicadores para titulações de ácido forte e base forte 
deveriam ter pontos finais próximos a pH 7. Como em uma titulação de ácido 
forte e base forte o pH muda rapidamente em várias unidades de pH, a 
fenolftaleína pode ser utilizada. Todo indicador que se encontra na região do 
gráfico em que o pH muda abruptamente e volume de titulante não muda de 
forma significativa no caso das titulações ácido forte- base forte, pode ser 
utilizado (BACCAN et al, 2001). 
 
 
 
PARTE EXPERIMENTAL 
 
 Materiais e reagentes necessários 
 
 Carbonato de sódio Na2CO3 (s) bureta 
 Hidrogenoftalato de potássio (s) balança analítica 
 HCl concentrado erlenmeyers 
 Solução de alaranjado de metila proveta 
Solução de fenolftaleína pipetas 
 NaOH 2,5 mol/ L buretas 
Água destilada balões volumétricos 
 Vinagre comercial 
 
Procedimento Experimental 
 
Preparação de uma Solução de HCl 0,5 mol/L 
Calcule o volume de ácido clorídrico concentrado necessário para 
preparar 500 mL de solução 0,5 mol/L. Prepare a solução, medindo o volume 
de ácido necessário com uma proveta e transferir para um balão volumétrico de 
500 mL. 
Cuidado: o ácido clorídrico concentrado desprende vapores 
altamente tóxicos. Não o retire da capela e trabalhe com o exaustor 
ligado. 
 
Padronização da Solução de HCl 
Inicialmente, há necessidade de se calcular qual é a massa de Na2CO3 
necessária para neutralizar a quantidade de matéria de HCl contida, por 
exemplo, num volume correspondente a 60% da capacidade da bureta 
utilizada. 
Em seguida, pese a massa encontrada de Na2CO3 cuidadosamente num 
erlenmeyer de 250 mL. Anote o valor exato da massa. Acrescente cerca de 50 
mL de água ao erlenmeyer e agite cuidadosamente até dissolver todo o sal. 
Coloque 3 gotas do indicador alaranjado de metila. 
45 
 
Adicione a solução de HCl 0,5 mol/L a uma bureta e retire-a do suporte 
com movimentos cuidadosos faça com que a solução banhe todo o seu interior. 
Escoe e rejeite a solução usada. 
Encha novamente a bureta com a solução de HCl. Verifique se a torneira 
está fechada. Abrindo a torneira, deixe escapar, rapidamente, uma pequena 
porção da solução, de forma a eliminar qualquer bolha de ar que ficar retida 
abaixo da torneira. 
Coloque o erlenmeyer com a solução de Na2CO3 sob a torneira e inicie a 
titulação deixando gotejar lentamente a solução ácida, ao mesmo tempo em 
que o erlenmeyer é agitado com movimentos circulares. Observe a cor contra 
um fundo branco. Prossiga até o momento em que a coloração mude 
lentamente com a agitação. Continue adicionando gota a gota a solução ácida, 
fechando a torneira no momento em que surgir coloração persistente por cerca 
de 1 minuto. Anote a leitura e calcule o volume de ácido gasto. 
Repita a titulação por mais duas vezes. 
 
 Preparação de uma Solução de NaOH 0,25 mol/L 
 Calcule o volume da solução 1,0 mol/L necessário para o preparo de 250 
mL de solução 0,25 mol/L de NaOH. Meça o volume calculado em uma proveta 
e transfira para o balão volumétrico. Complete com água destilada até a marca 
de 250 mL. Tampe o balão e homegeinize a solução. 
 
Padronização da Solução de NaOH por um padrão primário 
Inicialmente, há necessidade de se calcular qual é a massa de padrão 
primário hidrogenoftalato de potássio necessária para neutralizar a quantidade 
de matéria de NaOH contida, por exemplo, num volume correspondente a 60% 
da capacidade da bureta utilizada. 
Em seguida, pese a massa encontrada de hidrogenoftalato de potássio 
cuidadosamente num erlenmeyer de 250 mL. Anote o valor exato da massa. 
Acrescente cerca de 50 mL de água ao erlenmeyer e agite cuidadosamente até 
dissolver todo o sal. Coloque 3 gotas do indicador fenolftaleína. 
Coloque o erlenmeyer com a solução de hidrogenoftalato de potássio 
sob a torneira e inicie a titulação deixando gotejar lentamente a solução básica, 
ao mesmo tempo em que o erlenmeyer é agitado com movimentos circulares. 
Observe a cor contra um fundo branco. Prossiga até o momento em que a 
coloração desapareça lentamente com a agitação. Continue adicionando gota a 
gota a solução, fechando a torneira no momento em que surgir coloração 
persistente por cerca de 1 minuto. Anote a leitura e calcule o volume de base 
gasto. 
Repita a titulação por mais duas vezes. 
 
 
 
 
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Padronização da Solução de NaOH com HCl 0,5 mol/L 
 Coloque a solução de NaOH em uma bureta e uma certa quantidade de 
HCl 0,5 mol/L em um erlenmeyer. Titule a base duas vezes com a solução de 
HCl, usando fenolftaleína uma vez e alaranjado de metila na outra vez. 
 Faça a titulação até mudança de cor, anote o volume de base gasto e 
calcule a concentração real da base. Compare os valores encontrados aqui 
com o valor obtido pela titulação com hidrogenoftalato de potássio e discuta os 
resultados. 
 
 
Aplicação da Titulação em Análise Quantitativa 
 
Titulação de Amostra desconhecida 
 Cada grupo receberá uma amostra desconhecida: um pó branco que 
pode ser NaHCO3, Na2CO3, SrCO3, MgCO3 ou BaCO3.