Apostila laboratorio Química Geral

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Francisco Klebson Gomes dos Santos 
Kalyanne Keyly Pereira Gomes 
Marta Ligia Pereira da Silva 
Laboratório de Química Geral 
e Química Básica 
 
Prefácio 
 
 
Este material didático tem por objetivo inteirar o aluno aos conhecimentos básicos 
de um laboratório de química, tornando-o capaz de reconhecer as principais vidrarias e 
outros equipamentos utilizados em um laboratório, além de executar práticas laboratoriais 
através de experimentos de química. 
O primeiro capítulo introduz alguns aspectos de segurança, indispensáveis a um 
laboratorista, evidenciando algumas regras básicas, a importância do uso de EPI´s e EPC´s, 
dentre outros. 
No capítulo dois são apresentados equipamentos, vidrarias, algumas manipulações, 
acessórios e procedimentos utilizados em um laboratório de química. 
Nos demais capítulos são oferecidos uma variedade de experimentos abordando 
assuntos diversos no âmbito da química. 
São oferecidas também nesse material, uma tabela periódica, e algumas tabelas de 
conversão de unidades. 
 
 
 
 
 
 
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
1
1 2
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1,007947
4,0026
3 4 5 6 7 8 9 10
[He] [He] [He] [He] [He] [He] [He] [He]
1 2 2 2 2 2 2 2
1 2 3 4 5 6
6,9412 9,0122 10,8117 12,0108 14,0067 15,9994 18,9984 20,1798
11 12 13 14 15 16 17 18
[Ne] [Ne] [Ne] [Ne] [Ne] [Ne] [Ne] [Ne]
1 2 2 2 2 2 2 2
1 2 3 4 5 6
22,9898 24,3051 26,9815 28,0855 30,9738 32,0655 35,4532 39,9481
19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36
[Ar] [Ar] [Ar] [Ar] [Ar] [Ar] [Ar] [Ar] [Ar] [Ar] [Ar] [Ar] [Ar] [Ar] [Ar] [Ar] [Ar] [Ar]
1 2 1 2 3 5 5 6 7 8 10 10 10 10 10 10 10 10
2 2 2 1 2 2 2 2 1 2 2 2 2 2 2 2
1 2 3 4 5 6
39,0983 40,0784 44,9559 47,8671 50,9415 51,9962 54,938 55,8452 58,9332 58,6934 63,5463 65,4094 69,7231 72,641 74,9216 78,963 79,9041 40,0784
37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54
[Kr] [Kr] [Kr] [Kr] [Kr] [Kr] [Kr] [Kr] [Kr] [Kr] [Kr] [Kr] [Kr] [Kr] [Kr] [Kr] [Kr] [Kr]
1 2 1 2 4 5 6 7 8 10 10 10 10 10 10 10 10 10
2 2 1 1 1 1 1 1 2 2 2 2 2 2 2
1 2 3 4 5 6
85,4678 87,621 88,9059 91,2242 92,9064 95,942 98 101,072 102,9055 106,421 107,8682 112,4118 114,8183 118,7107 121,7601 127,603 126,9045 131,2936
55 56 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86
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SímboloLantanídeos e ActinídeosSemi-metais
Metais
Não-metais
Gases nobres
[Xe] [Xe] [Xe] [Xe] [Xe] [Xe] [Xe] [Xe] [Xe] [Xe] [Xe] [Xe] [Xe] [Xe] [Xe] [Xe] [Xe]
1 2 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14
2 3 4 5 6 7 9 10 10 10 10 10 10 10 10
2 2 2 2 2 2 1 1 2 2 2 2 2 2 2
1 2 3 4 5 6
132,9055 137,3277 178,492 180,9479 183,841 186,2071 190,233 192,2173 195,0849 196,9666 200,592 204,3833 207,21 208,9804 209 210 222
87 88 104 105 106 107 108 109 110 111
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2 3 4 5 6 7 9 10
2 2 2 2 2 2 1 1
223 226 261 262 266 264 277 268 271 272
57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71
[Xe] [Xe] [Xe] [Xe] [Xe] [Xe] [Xe] [Xe] [Xe] [Xe] [Xe] [Xe] [Xe] [Xe] [Xe]
1 2 3 4 5 6 7 7 9 10 11 12 13 14 14
2 0 0 0 0 0 0 1 0 0 0 0 0 0 1
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138,9055 140,1161 140,9076 144,2423 145 150,362 151,9641 157,253 158,9253 162,5001 164,9303 167,2593 168,9342 173,043 174,9671
89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103
[Rn] [Rn] [Rn] [Rn] [Rn] [Rn] [Rn] [Rn] [Rn] [Rn] [Rn] [Rn] [Rn] [Rn] [Rn]
1 2 2 3 4 6 7 7 9 10 11 12 13 14 14
2 2 1 1 1 0 0 1 0 0 0 0 0 0 1
2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2
227 232,0381 231,0359 238,0289 237 244 243 247 247 251 252 257 258 259 262
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Conversão de unidades 
 
 Massa 
 g Kg u.m.a. ton 
1 grama (g) 1 0,001 6,024x1023 0,000001102 
1quilograma (Kg) 1000 1 6,024x1026 0,001102 
1 u.m.a. 1,66x10-24 1,66x10-27 1 1,829x10-30 
1 onça 28,35 0,02835 1,708x1025 0,00003125 
1 libra (lb) 453,6 0,4536 2,732x1026 0,0005 
1 ton 907200 907,2 5,465x1029 1 
 
 
 Comprimento 
 cm m km in ft mi 
1 centímetro (cm) 1 0,01 0,00001 0,3937 0,0328 0,000006214 
1 metro (m) 100 1 0,001 39,3 3,281 0,0006214 
1 quilômetro (km) 
10000
0 
1000 1 39370 3281 0,6214 
1 polegada (in) 2,54 0,0254 0,0000254 1 0,08333 0,00001578 
1 pé (ft) 30,48 0,3048 3,048 12 1 0,0001894 
 
 
 
 
 
Volume 
 m³ cm³ L ft³ in³ 
1 metro cúbico (m³) 1 1000000 1000 35,31 61020 
1 centímetro cúbico(cm³) 0,000001 1 0,001 0,00003531 0,06102 
1 litro(L) 0,001 1000 1 0,03531 61,02 
1 pé cúbico(ft³) 0,02832 28320 28,32 1 1728 
1 polegada cúbica(in³) 0,00001639 16,39 0,01639 0,0005787 1 
 
 
 
Vários 
Comprimento 1m=3,281ft=39,37in 
Área 1m²=10,76ft²=1.550in² 
Volume 1m³=35,3ft³=1.000 L 
Volume 1galão(USA)=3,8l; 1galão(GB)=4,5 L 
Massa 1kg=2,2 lb 1lb=0,45kg 1oz=28,35g 
Pressão 1atm=1,033kgf/cm²=14,7lbf/pol²(PSI) 
Pressão 1bar=100kPa=1,02atm=29,5inHg 
Energia 1kWh=860kcal; 1kcal=3,97Btu 
Energia 1kgm=9,8J; 1Btu=0,252kcal 
Temperatura ºF=32+1,8 ºC K=273+ºC R=460+ºF 
 
 
 
Constante universal dos gases, R 
8,314472 J · K-1 · mol-1 
0,0820574587 L · atm · K-1 · mol-1 
8,20574587 . 10-5 m³ · atm · K-1 · mol-1 
8,314472 cm3 · MPa · K-1 · mol-1 
8,314472 L · kPa · K-1 · mol-1 
8,314472 m3 · Pa · K-1 · mol-1 
62,3637 L · mmHg · K-1 · mol-1 
62,3637 L · Torr · K-1 · mol-1 
83,14472 L · mbar · K-1 · mol-1 
1,987 cal · K-1 · mol-1 
 
Constante de Avogadro, NA 
Definida como o número de átomos de carbono-12 em 12 gramas (0,012 kg) de carbono-
12, o que é aproximadamente igual a 6,02.1023. O carbono 12 foi escolhido como 
substância de referência porque sua massa atômica podia ser medida de maneira bastante 
precisa. 
 
Aceleração da gravidade, g 
Aceleração da gravidade na Terra ao nível do mar e à latitude de 45° é aproximadamente 
igual a 9,80665 m/s². 
 
 
Sumário 
UNIDADE I .............................................................................................................................. IX 
CAPÍTULO I - SEGURANÇA NO LABORATÓRIO ................................................................................... 1 
CAPÍTULO II – EQUIPAMENTOS, VIDRARIAS, MANIPULAÇÕES E OUTROS ACESSÓRIOS E PROCEDIMENTOS 
INDISPENSÁVEIS EM UM LABORATÓRIO DE QUÍMICA ............................................................................ 9 
PÓS-LABORATÓRIO ..................................................................................................................... 21 
CAPÍTULO III - DENSIDADE DE SÓLIDOS E LÍQUIDOS ......................................................................... 22 
OBJETIVOS ................................................................................................................................ 22 
INTRODUÇÃO ............................................................................................................................. 22 
METODOLOGIA .......................................................................................................................... 23 
MATERIAIS E REAGENTES .............................................................................................................. 23 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL .................................................................................................... 25 
PICNOMETRIA ............................................................................................................................ 25 
1ª. PARTE – DETERMINAÇÃO DO VOLUME DO PICNÔMETRO (CALIBRAÇÃO DO PICNÔMETRO) .................... 25 
PRÉ-LABORATÓRIO ..................................................................................................................... 28 
PÓS-LABORATÓRIO ..................................................................................................................... 28 
CAPÍTULO IV - DESTILAÇÃO SIMPLES ............................................................................................ 29 
PRÉ-LABORATÓRIO ..................................................................................................................... 34 
PÓS-LABORATÓRIO ..................................................................................................................... 34 
CAPÍTULO V - CONSERVAÇÃO DA MASSA ...................................................................................... 35 
METODOLOGIA .......................................................................................................................... 37 
PRÉ-LABORATÓRIO ..................................................................................................................... 38 
PÓS-LABORATÓRIO ..................................................................................................................... 39 
UNIDADE II ............................................................................................................................. 40 
CAPÍTULO VI – DETERMINAÇÃO DA VISCOSIDADE DE UM LÍQUIDO ..................................................... 41 
METODOLOGIA .......................................................................................................................... 43 
PRÉ-LABORATÓRIO ..................................................................................................................... 45 
PÓS-LABORATÓRIO ..................................................................................................................... 46 
CAPÍTULO VII - EXTRAÇÃO LÍQUIDO-LÍQUIDO ................................................................................. 47 
METODOLOGIA .......................................................................................................................... 50 
PRÉ-LABORATÓRIO ..................................................................................................................... 51 
PÓS-LABORATÓRIO ..................................................................................................................... 51 
CAPÍTULO VIII - SOLUÇÕES ........................................................................................................ 52 
METODOLOGIA ..........................................................................................................................54 
PRÉ-LABORATÓRIO ..................................................................................................................... 57 
CAPÍTULO IX - ANÁLISE VOLUMÉTRICA ......................................................................................... 58 
METODOLOGIA .......................................................................................................................... 59 
PRÉ-LABORATÓRIO ..................................................................................................................... 61 
 
PÓS-LABORATÓRIO ..................................................................................................................... 61 
UNIDADE III ............................................................................................................................ 62 
CAPÍTULO X - CALORIMETRIA ..................................................................................................... 63 
METODOLOGIA .......................................................................................................................... 70 
PRÉ-LABORATÓRIO ..................................................................................................................... 74 
PÓS-LABORATÓRIO ..................................................................................................................... 74 
CAPÍTULO XI - FATORES QUE INFLUENCIAM A VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO QUÍMICA ........................... 75 
METODOLOGIA .......................................................................................................................... 76 
PRÉ-LABORATÓRIO ..................................................................................................................... 80 
PÓS-LABORATÓRIO ..................................................................................................................... 80 
CAPÍTULO XII - EQUILÍBRIO QUÍMICO ........................................................................................... 81 
METODOLOGIA .......................................................................................................................... 86 
PRÉ-LABORATÓRIO ..................................................................................................................... 90 
CAPÍTULO XIII - SOLUÇÃO TAMPÃO ............................................................................................. 91 
METODOLOGIA .......................................................................................................................... 95 
PRÉ-LABORATÓRIO ..................................................................................................................... 98 
PÓS-LABORATÓRIO ..................................................................................................................... 98 
ANEXOS .................................................................................................................................. 99 
ANEXO 1. DENSIDADE DA ÁGUA EM DIFERENTES TEMPERATURAS ....................................................... 100 
ANEXO 2. MATEMÁTICA BÁSICA .................................................................................................. 101 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Unidade I 
 
 
 
 
 
 
 
1 
 
CAPÍTULO I - Segurança no laboratório 
 
Regras básicas 
Um laboratório de química é um local onde são manipuladas substâncias tóxicas, 
inflamáveis, corrosivas, etc. A minimização dos riscos de acidentes no laboratório passa pela 
obediência a certas normas. A seguir encontram-se algumas normas que deverão ser 
observadas e seguidas pelos alunos antes, durante e após as aulas práticas. 
Não é permitido brincadeiras em um laboratório. O laboratório de química é um lugar 
de trabalho. 
Não beba nem coma no laboratório, pois qualquer alimento que esteja no ambiente 
laboratorial está sujeito a contaminação. Existe um risco químico constante nesse local. 
 Siga rigorosamente as instruções fornecidas pelo professor, não mexendo em qualquer 
coisa que esteja fora do escopo da prática. 
Durante a sua permanência no laboratório use sempre os equipamentos de proteção 
individual, também conhecidos por EPIs, indispensáveis: calça comprida, calçado fechado e 
bata apropriada. Outros EPIs serão fornecidos quando necessário, como por exemplo, óculos 
de segurança e luvas. 
Caso tenha cabelo comprido, mantenha-o preso durante a realização das experiências. 
Recomenda-se a não utilização de lentes de contato sempre que possível. 
Todas as experiências que envolvam a libertação de gases e/ou vapores tóxicos devem 
ser realizadas na capela, que é um compartimento fechado e envidraçado, contendo um 
exaustor, que serve para proteger dos gases tóxicos que venham a ser liberados durante a 
manipulação de determinadas substâncias. 
Ao preparar soluções aquosas de um ácido, coloque o ácido concentrado sobre uma 
razoável quantidade de água, aproximadamente 1/3 (um terço) da capacidade do balão 
volumétrico utilizado. Nunca adicione água diretamente ao ácido concentrado. 
 
2 
 
Nunca usar a boca para pipetar. Fazer uso dos pipetadores. 
Nunca aqueça o tubo de ensaio, apontando a extremidade aberta para um colega ou 
para si mesmo, pois pode ocorrer uma ejeção de fluido quente. 
Não coloque sobre a bancada de laboratório bolsas, capacetes ou qualquer material 
estranho ao trabalho que irá ser realizado. 
No caso de contato de um produto químico com os olhos, boca ou pele, lave 
abundantemente com água; em seguida, procure atendimento médico. 
Saiba a localização e como utilizar o chuveiro de emergência, extintores de incêndio e 
lava olhos. 
Nunca teste um produto químico pelo sabor. 
Não é aconselhável identificar um produto químico pelo odor, porém caso seja 
necessário, não coloque o frasco sob o nariz. Desloque suavemente com a mão, para a sua 
direção, os vapores que se desprendem do frasco. 
Não aqueça líquidos inflamáveis em chama direta. Usar sempre um aquecedor elétrico 
ou uma manta de aquecimento. 
Abra os frascos o mais longe possível do rosto e evite aspirar ar naquele exato 
momento. Faça isso na capela. 
Os frascos contendo reagentes devem ser sempre identificados. Indicar o nome da 
substância, sua concentração, o nome do responsável e a data da fabricação. 
Nunca volte a colocar no frasco um produto químico retirado em excesso e não usado. 
Ele pode ter sido contaminado. 
Quando sair do laboratório, verifique se não há torneiras (água, gás ou outros) abertas. 
Desligue todos os aparelhos, deixe todo o equipamento limpo e lave as mãos. 
 
 
3 
 
Equipamentos de proteção coletiva (EPCs) 
São denominados EPCs os equipamentos que, quando utilizados de forma correta, 
permitem executar operações em boas condições de salubridade para o operador e as demais 
pessoas no laboratório. Estes equipamentos permitem também eliminar ou reduzir o uso de 
alguns Equipamentos de Proteção Individual (EPIs) como será visto mais adiante. 
A capela é um bom exemplo de EPC. Seu revestimento interno deve ser resistente aos 
produtos com os quais se vai operar. O sistema de exaustão deve ter potência suficiente para 
promover a exaustão dos gases. Deve haver um sistema de iluminação adequado. Os 
equipamentos elétricos e interruptores devem ser à prova de explosão. 
A Figura 1.1 ilustra exemplos de capelas. 
 
 
Figura 1.1. Ilustrações de capelas. 
 
Só deve-se operá-la com os sistemas de exaustão e iluminação ligados e em perfeito 
funcionamento. Aconselha-se remover vidrarias e frascos desnecessários ao trabalho. Deve-se 
manter a janela (guilhotina) com a menor abertura possível. Ao terminar o trabalho, é 
necessário deixar o exaustor funcionandode 10 a 15 minutos, depois, então, desocupar e 
limpar a capela, se necessário. 
 
4 
 
O chuveiro de emergência auxilia o laboratorista nos primeiros socorros, 
principalmente em casos de derramamento de ácidos ou outras substâncias que provoquem 
queimaduras. Ele deve estar bem identificado e disposto em local de fácil acesso. Devem ser 
alimentados com água de boa qualidade e de fonte ininterrupta. 
A Figura 1.2 ilustra um chuveiro de emergência e seu funcionamento. 
 
 
 
Figura 1.2. Chuveiro de emergência e seu funcionamento. 
 
Os lava olhos, assim como o chuveiro de emergência, auxiliam o laboratorista em 
primeiros socorros. No caso de queimaduras nos olhos com agentes corrosivos, lavar os olhos 
durante 10 a 15 minutos e consultar um médico imediatamente. 
A Figura 1.3 ilustra um lava olhos e seu funcionamento. 
 
5 
 
 
Figura 1.3. Lava olhos e seu funcionamento. 
Os extintores de incêndio são equipamentos indispensáveis. Têm a finalidade de 
extinguir ou controlar incêndios em casos de emergência. Em geral estão dispostos na forma 
de um cilindros que podem ser carregados até o local do incêndio, contendo um agente 
extintor pressurizado. 
A Figura 1.4 ilustra extintores de incêndio. 
 
 
Figura 1.4. Extintores de incêndio. 
O agente extintor mais apropriado para cada tipo de incêndio depende do material que 
está em combustão. Em alguns casos, alguns agentes extintores não devem ser utilizados, pois 
coloca em risco a vida do operador do equipamento. Os extintores trazem em seu corpo as 
classes de incêndio para as quais é mais eficiente, ou as classes para as quais não devem ser 
utilizados: 
 
6 
 
a) Classe A: Incêndio em materiais sólidos cuja queima deixa resíduos ocorrendo em 
superfície e em profundidade, como madeira, papel, tecidos, borracha. Para esta classe 
é recomendado o uso de extintores contendo água ou espuma. 
b) Classe B: Incêndio em líquidos e gases cuja queima não deixa resíduo e ocorre apenas 
na superfície, como a gasolina, o álcool, o GLP (gás liquefeito de petróleo). Para esta 
classe é recomendado o uso de extintores contendo espuma, dióxido de carbono e pó 
químico. 
c) Classe C: Incêndio que envolva materiais condutores que estejam potencialmente 
conduzindo corrente elétrica. Neste caso o agente extintor não pode ser um condutor 
para não eletrocutar o operador. Para esta classe devem ser utilizados apenas os 
extintores contendo dióxido de carbono e pó químico. 
d) Classe D: Incêndio que envolva metais pirofóricos (combustão que se inicia 
espontaneamente no ar) como, por exemplo, potássio, alumínio, zinco ou titânio. 
Requerem extintores com agentes especiais que extinguem o fogo por abafamento, 
como os de cloreto de sódio. 
 
Equipamentos de proteção individual (EPIs) 
 
Os equipamentos de proteção individual, conhecidos por EPIs, destinam-se a proteger 
o trabalhador ou o laboratorista em operações em que a proteção coletiva não é suficiente 
para garantir sua saúde e integridade física. 
A Figura 1.5 mostra alguns exemplos de EPIs. 
 
7 
 
 
 
Figura 1.5. Exemplos de EPIs: máscaras, óculos de proteção, luvas, protetores auriculares, 
bata ou jaleco, capacete e botas. 
 
Quando há riscos de exposição a vapores ou pós, fora da capela, faz-se necessário o 
uso de uma máscara e, essa, dependendo da substância que for manipular, deve conter filtros, 
como mostrado na primeira fotografia da Figura 1.5. 
As luvas, dependendo da situação, poderão ser de diversos tipos, como luvas de 
borracha, luvas de couro, etc. 
Os óculos de segurança são bastante utilizados em manipulação de reagentes químicos 
que liberem vapores ou espirrem produtos químicos, quando se trabalha com reagentes em 
pó, materiais particulados diversos ou proteção contra projéteis, radiações ultravioleta e 
infravermelho, e a própria proteção da face; há também os protetores faciais que podem atuar 
como óculos de segurança. 
Os protetores auriculares são indispensáveis quando se trabalham em ambientes com 
ruídos acima do permitido pela legislação, superiores a 60 decibéis. Os limites de tolerância 
 
8 
 
para ruídos, contínuo ou intermitente, vão depender do nível do ruído e do tempo de 
exposição ao mesmo. 
É importante frisar que se deve procurar obter as melhores condições possíveis no 
laboratório no que diz respeito às instalações (iluminação, ventilação, uso de capelas etc.), para 
que o uso obrigatório de EPI se dê em último caso. Por outro lado, os EPIs, quando 
necessários, devem ser de boa qualidade e proporcionar o máximo conforto possível. Deve-se 
também realizar a inspeção dos equipamentos de proteção segundo os prazos estabelecidos de 
acordo com as normas técnicas de segurança. 
 
Referências 
VERGA FILHO, A. F. Manual de Segurança em Laboratórios. Conselho Regional de Química - 
IV Região, Campinas-SP, 2008. 
PEREIRA, M. M.; ESTRONCA, T. M. R.; NUNES, R. M. D. R. Guia de segurança no 
laboratório de química. Departamento de Química, Faculdade de Ciências e Tecnologia, Universidade de 
Coimbra, 2ª. Edição, FCTUC. 
 
Pós-Laboratório 
1) Liste alguns equipamentos de proteção individual, EPIs. 
2) Liste alguns equipamentos de proteção coletiva, EPCs. 
3) Quando se prepara soluções aquosas de um ácido, deve-se colocar água sobre o ácido 
concentrado? Explique sua resposta. 
4) Pode-se combater um incêndio utilizando qualquer tipo de extintor? Explique sua 
resposta. 
5) Explique o que é uma capela e como funciona. 
 
9 
 
 
CAPÍTULO II – Equipamentos, vidrarias, manipulações e outros 
acessórios e procedimentos indispensáveis em um laboratório de química 
 
Equipamentos e vidrarias 
 
Vários equipamentos e vidrarias são utilizados em um laboratório de química e o 
manuseio adequado destes é fundamental para o analista. 
O Quadro 2.1 relaciona alguns equipamentos de uso comum no laboratório e suas 
aplicações. 
Quadro 2.1. Relação de alguns equipamentos de laboratório e algumas de suas aplicações. 
 
Tubo de ensaio: 
Usado 
principalmente em 
testes de reação. 
 
Becker: Usado para 
aquecimento de 
líquidos, reações de 
precipitação, etc. 
 
 
Erlemnmeyer: 
Usado para 
titulações e 
aquecimento de 
líquidos. 
 
Balão de fundo 
chato: Usado para 
aquecimento e 
armazenamento de 
líquidos. 
 
Balão de fundo 
redondo: Usado 
para aquecimento 
de líquidos e 
reações com 
desprendimento de 
gases. 
 
10 
 
 
Balão de destilação: 
Usado em 
destilações. Possui 
saída lateral para a 
condensação de 
vapores. 
 
Pipeta volumétrica: 
Usada para medir 
volumes fixos de 
líquidos. 
 
Pipeta graduada: 
Usada para medir 
volumes variáveis 
de líquidos. 
 
Proveta: Usado 
para medidas 
aproximadas de 
volume de líquidos. 
 
 
Funil de vidro: 
Usado em 
transferências de 
líquidos e em 
filtrações. 
 
Frasco de 
reagentes: Usado 
para o 
armazenamento de 
soluções. 
 
Bico de Bunsen: 
Usado em 
aquecimentos de 
laboratório. 
Tela de amianto: 
Usado para 
distribuir 
uniformemente o 
calor em 
aquecimentos de 
laboratório. 
 
 
Tripé de ferro: 
Usado para 
sustentar a tela de 
amianto. 
 
Cadinho de 
porcelana: Usado 
para aquecimentos 
a seco no bico de 
Bunsen e Mufla. 
 
 
 
Estante para tubos 
de ensaio: suporte 
de tubos de ensaio. 
 
Bureta: Usada para 
medidas precisas 
de líquidos. 
 
Triângulo de 
porcelana: Usado 
para sustentar 
cadinhos de 
porcelana em 
aquecimento no 
bico de Bunsen.Funis de 
decantação: Usado 
para separação de 
líquidos imiscíveis. 
 
 
Pinça de madeira: 
Usada para segurar 
tubos de ensaio em 
aquecimento no 
bico de Bunsen. 
 
 
 
11 
 
 
Almofariz e pistilo: 
Usado para triturar 
e pulverizar 
sólidos. 
 
 
Placa de Petri: 
usada para cultivo 
de 
microorganismos e 
fins diversos. 
 
 
 
Vidro de relógio: 
Usado para cobrir 
beckers em 
evaporações, 
pesagens etc. 
 
Pisseta: Usada para 
lavagens, remoção 
de precipitados e 
outros fins. 
 
Picnômetro: Usado 
para determinar a 
densidade de 
líquidos. 
 
 
Cuba de vidro: 
Usada para banhos 
de gelo e fins 
diversos. 
 
 
Cápsula de 
porcelana: Usada 
para evaporar 
líquidos em 
soluções. 
 
Bastão de vidro: 
Usado para agitar 
soluções, 
transporte de 
líquidos na filtração 
e outros. 
 
 
Dessecador: Usado 
para resfriar 
substâncias em 
ausência de 
umidade. 
 
 
Pinça metálica 
Casteloy: Usada 
para transporte de 
cadinhos e outros 
fins. 
 
 
Balão volumétrico: 
Usado para 
preparar e diluir 
soluções. 
 
Termômetro: 
Usado para 
medidas de 
temperatura. 
 
 
Funil de Buchner: 
Usado para 
filtração a vácuo. 
 
 
Kitassato (acoplado 
a um funil de 
Buchner): Usado 
para filtração a 
vácuo. 
 
 
Garra metálica: 
Usada em 
filtrações, 
sustentação de 
peças, tais como 
condensador, funil 
de decantação e 
outros fins. 
 
 
12 
 
 
Suporte universal. 
 
 
Anel para funil. 
 
Mufa: Suporte para 
a garra de 
condensador. 
 
Escovas de 
limpeza: Usada 
para limpeza de 
tubos de ensaio e 
outros materiais. 
 
 
 
Pinça de Hoffman: 
Usada para impedir 
ou diminuir fluxos 
gasosos. 
 
 
 
Pêra: Usada para 
pipetar soluções. 
 
 
Condensadores: Usados para condensar os gases 
ou vapores na destilação. 
 
 
Espátulas: Usadas para 
transferência de substâncias 
sólidas. 
 
 
Estufa: Usada para secagem de materiais (até 200°C). 
 
 
 
Mufla: Usada para calcinações (até 
1500°C). 
 
 
13 
 
Operações no laboratório e aparelhagem 
 
Em experiências químicas, como as realizadas em aulas práticas, são usados 
equipamentos específicos de química. A seguir são apresentadas algumas das aparelhagens 
utilizadas em laboratório, assim como as principais operações realizadas. 
 
Bico de Bunsen 
Para obter calor nas experiências em laboratório usa-se comumente um aparelho 
denominado bico de Bunsen. Neste aparelho, cujo esquema aparece na Figura 2.1, a mistura 
gás-ar é queimada, gerando uma chama que pode ser de combustão completa (azul) ou 
incompleta (amarela). 
 
Figura 2.1. Representação do bico de Bunsen. 
A forma correta de usar o bico de Bunsen é fechar a entrada de ar no anel, abrir a 
válvula de gás e acender. A chama será larga e amarela. Então, abre-se a entrada de ar até que a 
chama fique azul, que é a ideal para o uso. Na mistura gás-ar, pode-se distinguir dois cones de 
 
14 
 
cores distintas: um mais interno de cor azul e outro mais externo de cor laranja. A chama 
laranja é oxidante, a amarela é redutora e a azul é neutra, sendo o ponto mais quente o ápice 
do cone azul. 
 
Balança e pesagem 
No laboratório, a massa de substâncias químicas é determinada com o uso de balanças. 
Na maioria das análises, uma balança analítica precisa ser utilizada para se obter massas com alta 
exatidão. As balanças de laboratório menos exatas também são empregadas para as medidas de 
massa quando a demanda por confiabilidade não for crítica. 
A precisão a ser utilizada depende do trabalho a ser desenvolvido. É importante 
salientar que não se devem realizar pesagens de produtos químicos diretamente sobre o prato 
da balança. Costuma-se usar um vidro de relógio ou outra vidraria, como o becker. 
A Figura 2.2 ilustra uma balança analitica. 
 
Figura 2.2. Ilustração de uma balança analítica. 
 
 
 
 
 
 
15 
 
Tipos de balanças analíticas 
Por definição, uma balança analítica é um instrumento usado na determinação de 
massas com uma capacidade máxima que varia de 1 g até alguns quilogramas, com uma 
precisão de pelo menos 1 parte em 105 em sua capacidade máxima. A precisão e a exatidão de 
muitas balanças analíticas modernas excedem a 1 parte em 106 em sua capacidade total. 
As balanças analíticas mais comumente encontradas (macrobalanças) têm uma 
capacidade máxima que varia entre 160 e 200 g. Com essas balanças, as medidas podem ser 
feitas com um desvio-padrão de ±0,1 mg. As balanças semi-microanalíticas têm uma carga 
máxima de 10 a 30 g com uma precisão de ±0,01 mg. Uma balança microanalítica típica tem 
capacidade de 1 a 3 g e uma precisão de ±0,001 mg. 
A primeira balança analítica de prato único surgiu no mercado em 1946. A velocidade 
e conveniência de pesar com essa balança eram amplamente superiores ao que se podia 
realizar com a balança de dois pratos tradicional. Consequentemente, essa balança substituiu 
rapidamente a anterior na maioria dos laboratórios. A balança de prato único está sendo 
substituída atualmente pela balança analítica eletrônica. A conveniência, a exatidão e a 
capacidade de controle e manipulação de dados por computador das balanças analíticas 
asseguram que as balanças mecânicas de prato único vão eventualmente desaparecerem de 
cena. 
 
Precauções no uso de uma balança analítica 
A balança analítica é um instrumento delicado que você precisa manusear com 
cuidado. Observe as seguintes regras gerais no trabalho com uma balança analítica, não 
obstante a marca ou modelo. 
a) Centralize tanto quanto possível a carga no prato da balança. 
 
16 
 
b) Proteja a balança contra a corrosão. Os objetos a serem colocados sobre o prato 
devem ser limitados a metais inertes, plásticos inertes e materiais vítreos. 
c) Observe as precauções especiais para a pesagem de líquidos. 
d) Consulte o professor se julgar que a balança precisa de ajustes. 
e) Mantenha a balança e seu gabinete meticulosamente limpos. Um pincel adequado é útil 
na remoção de material derramado ou poeira. 
f) Sempre deixe que um objeto que tenha sido aquecido retome à temperatura ambiente 
antes de pesá-lo. 
g) Utilize uma pinça para prevenir a absorção da umidade de seus dedos por objetos 
secos. 
 
Utilização de uma balança analítica 
Existem duas técnicas para pesagens dependendo do tipo de balança. Uma delas é 
pesar previamente a vidraria e em seguida o reagente químico, determinando a massa deste 
por diferença. A outra consiste em zerar a balança com a vidraria a ser utilizada na pesagem 
sobre o prato, obtendo-se diretamente a massa do reagente. 
Para se fazer as pesagens adotam-se os seguintes procedimentos: 
a) Observa-se se a balança está no nível; caso não esteja, deve-se regular girando-se os 
“pés”. 
b) Fecham-se as portas de vidro. 
c) Zera-se a balança pressionando o botão “tara” ou “zerar”. 
d) Abre-se a porta, coloca-se o que se deseja pesar e fecha-se a porta. 
e) Espera-se até que o mostrador digital não flutue mais e anota-se a massa. Preste 
atenção a unidade de medida (mg, g, ...). 
f) A última casa decimal é a incerteza. 
 
17 
 
 
Medidas de volume 
Os aparelhos para medir volume de líquidos em laboratório, os quais aparecem 
descritos na Figura 2.3, podem ser classificados em dois grupos: 
a) Aparelhos volumétricos, os quais são calibrados para a medida de um único volume de 
líquido. 
Ex.: Balão volumétrico e pipetavolumétrica. 
b) Aparelhos graduados, os quais possuem uma escala graduada, a qual permite a medida 
de diversos volumes de um líquido. 
Ex.: Pipeta graduada, proveta e bureta. 
 
A Figura 2.3 ilustra exemplos de aparelhos volumétricos. 
 
 
Figura 2.3. Exemplos de aparelhos volumétricos. 
 
 
18 
 
A superfície de um líquido raramente é plana. Dependendo da natureza das forças 
intermoleculares existentes no líquido, a sua superfície geralmente apresenta-se curva, 
podendo ser côncava ou convexa. Para efetuar a leitura, deve-se comparar o menisco (ponto 
de máximo ou de mínimo da curvatura da superfície do líquido) com as linhas no aparelho, 
conforme Figura 2.4. 
 
Figura 2.4. Tipos de meniscos. Um menisco é a superfície curva de um líquido na sua interface 
com a atmosfera. 
 
Qualquer medida de volume feita com aparelhos desta natureza está sujeita a erros 
devido a: 
a) Dilatação e contração do material de vidro provocado pela variação de temperatura; 
b) Ação da tensão superficial sobre a superfície líquida; 
c) Imperfeita calibração dos aparelhos volumétricos; 
d) Erro de paralaxe, o qual se origina no momento da leitura. Para evitar este erro, deve-
se sempre posicionar o aparelho de forma que o nível do líquido esteja na altura dos olhos. 
Na leitura de volumes, o olho precisa estar no nível da superfície do líquido, para se 
evitar o erro devido à paralaxe, uma condição que faz com que o volume pareça menor que 
seu valor verdadeiro, se o menisco for visto de cima, e maior, se o menisco for visto de baixo. 
 
19 
 
A paralaxe é o deslocamento aparente do nível de um líquido ou de um ponteiro, à 
medida que o observador muda de posição e ela ocorre quando um objeto pode ser visto a 
partir uma posição que não seja a do ângulo correto para a sua observação. 
 
Sistema internacional de medidas, SI 
 
Em 1971, a 14ª Conferência Geral de Pesos e Medidas escolheu sete grandezas como 
fundamentais, formando assim a base do Sistema Internacional de Unidades, abreviado como 
SI e popularmente conhecido como sistema métrico. As unidades foram escolhidas de modo 
que os valores dessas grandezas numa “escala humana” não fossem excessivamente grandes 
ou excessivamente pequenos. 
Muitas unidades secundárias (ou derivadas) são definidas em termos das unidades das 
grandezas fundamentais. Assim, por exemplo, a unidade de potências no SI, que recebeu o 
nome watt (abreviação W), é definida em termos das unidades de massa, comprimento e 
tempo. 
 
1 watt = 1 W = 1 J/s e 1 joule = 1 J = 1 kg.m2/s2 
 
A Tabela 2.1 mostra as principais grandezas do sistema internacional de unidades, SI. 
 
 
 
 
 
 
 
20 
 
Tabela 2.1. Algumas grandezas fundamentais e suas unidades, no SI. 
Grandeza Nome da unidade Símbolo 
Comprimento metro m 
Tempo segundo s 
Massa quilograma kg 
Corrente elétrica ampère A 
Temperatura kelvin K 
Intensidade luminosa candeia cd 
Quantidade de matéria mol mol 
 
Referências 
HARRIS, D. C. Análise química quantitativa. 6ª ed. Rio de Janeiro: LTC, 2008, 862 p. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
21 
 
Pós-Laboratório 
 
1) Represente esquematicamente as principais zonas da chama de um bico de Bunsen, 
indicando o ponto mais quente. 
2) Por que não se devem colocar vidrarias de volumes precisos sob aquecimento? 
3) O que significa erro de paralaxe e como se pode evitá-lo? 
4) Quais as vidrarias e equipamentos necessários para se preparar uma solução? 
5) Quando se deve utilizar uma pipeta volumétrica? Quando não utilizá-la? 
6) Monte um sistema de filtração a vácuo, identificando todos os equipamentos e 
vidrarias. 
7) Monte um sistema de destilação simples, identificando todos os equipamentos e 
vidrarias. 
8) Quais os cuidados que se deve tomar ao se utilizar uma balança analítica? 
9) Qual o procedimento adequado ao se usar uma balança analítica? 
 
22 
 
CAPÍTULO III - Densidade de sólidos e líquidos 
 
Objetivos 
Medir a densidade de líquidos e de sólidos utilizando a técnica de picnometria e o 
princípio de Arquimedes. 
 
Introdução 
A densidade absoluta de uma substância é definida como sendo a relação entre a massa 
e o volume dessa substância. A densidade é função da temperatura, no entanto, ela varia com 
a variação de temperatura. As unidades de densidade absoluta podem ser descritas como: 
g/cm3, Kg/m3, lbm/ft3 etc. 
A densidade relativa de uma substância é a razão entre a densidade absoluta dessa 
substância e a densidade absoluta de uma substância padrão, tomada como referência, como a 
água; obviamente nas mesmas unidades e na mesma temperatura de operação. 
A picnometria é uma técnica laboratorial utilizada para fazer a determinação da 
densidade de líquidos. Pode também se determinar a densidade de sólidos, devendo antes ser 
dissolvido. 
 
 
O picnômetro é um recipiente de vidro com tampa esmerilhada, 
vazada por tubo capilar, que permite seu completo enchimento com 
líquidos. A capacidade volumétrica do instrumento é facilmente 
determinável pela pesagem de um líquido tomado como padrão de 
densidade, na temperatura de operação. O picnômetro é uma 
vidraria especial que possui baixo coeficiente de dilatação. 
 
23 
 
Arquimedes foi um dos mais importantes cientistas da antiguidade, que dentre outras 
de suas invenções notáveis estão: a alavanca e a hidrostática. 
Descobriu a relação existente entre a massa de um corpo e seu volume, e fundamentou 
a teoria do empuxo: 
 "Todo corpo imerso, total ou parcialmente, num fluido em equilíbrio, dentro de um 
campo gravitacional, fica sob a ação de uma força vertical, com sentido ascendente, 
aplicada pelo fluido; esta força é denominada empuxo, cuja intensidade é igual à do 
peso do fluido deslocado pelo corpo." Arquimedes de Siracusa, 287 a.C. – 212 a.C. 
A técnica de Arquimedes consiste na determinação do volume de um corpo a partir do 
deslocamento de volume de água do recipiente o qual o corpo foi submerso. 
 
Um instrumento que rege esse princípio é o densímetro. Esse instrumento 
mede a densidade dos líquidos. Trata-se de um tubo de vidro com certa 
quantidade de chumbo na base. Na parte de cima do tubo há uma escala. 
Ao mergulhá-lo no líquido, ele afunda até deslocar um volume de fluido 
cujo peso se iguale ao dele. A superfície do líquido indica determinado 
ponto na escala, isto é, sua densidade. Esses instrumentos são muito 
usados em postos de combustíveis para verificar se os mesmos estão 
dentro das especificações do órgão que regulamenta os combustíveis, a 
ANP (Agência Nacional de Petróleo, Gás Natural e Biocombustíveis). 
 
Metodologia 
Materiais e reagentes 
Balança analítica 
Picnômetro 
Funil simples 
Pisseta com água 
 
24 
 
Provetas de tamanhos variados 
Solução de hidróxido de sódio 0,5 M 
Amostras de materiais sólidos 
 
Uma das amostras que será determinada a densidade é o aço. O aço é uma liga 
metálica formada essencialmente por ferro e carbono, com percentagens deste último 
variando entre 0,008 e 2,11%. Distingue-se do ferro fundido, que também é uma liga de ferro 
e carbono, mas com teor de carbono entre 2,11% e 6,67%. A diferença fundamental entre 
ambos é que o aço, pela sua ductibilidade, é facilmente deformável, enquanto que uma peça 
em ferro fundido é fabricada pelo processo de fundição ou usinagem. No entanto, o valor 
teórico da densidade do aço, exibido posteriormente, Tabela 3.1, é um valor médio. 
Vale salientar que, a partir dos valores de densidade é possível, dentre outras coisas, 
caracterizar um determinado material, observando inclusive o grau de pureza. 
A Tabela 3.1mostra os valores teóricos das densidades das amostras de materiais 
sólidos, a 20°C, utilizadas no experimento. 
Tabela 3.1. Valores teóricos das densidades das amostras de materiais sólidos, aço, 
alumínio e cobre, a 20°C. 
Amostra de material 
Valor teórico da densidade a 20°C 
d (kg/m³) d (g/cm³) 
Aço 7860 7,860 
Alumínio 2697 2,697 
Cobre 8920 8,920 
 
25 
 
 
Procedimento experimental 
Picnometria 
1ª. Parte – Determinação do volume do picnômetro (Calibração do picnômetro) 
Essa primeira parte consiste na calibração do picnômetro, determinando seu volume. 
Esse volume pode ser determinado a partir da pesagem de uma substância em que se conheça 
a densidade na temperatura em que a mesma encontra-se. Essa substância pode ser a água. 
Conhecendo-se a densidade e a massa, tem-se o volume, pois a água, assim como todos os 
líquidos, ocupa o volume de todo o recipiente. Vale salientar que o volume é função da 
temperatura, e que a densidade também varia com a mesma. Conhecendo-se a densidade da 
água, por exemplo, a uma determinada temperatura, é possível se determinar o volume do 
picnômetro. Para isso, siga os seguintes passos: 
a) Pese o picnômetro (com a tampa) vazio e seco; 
b) Fora da balança, coloque água destilada no picnômetro até que o volume do líquido 
fique acima do colo; 
c) Coloque a tampa capilar, verifique se ficou cheio e enxugue cuidadosamente o excesso 
de líquido na parte externa; 
d) Pese o picnômetro com água destilada; 
e) Obtenha a massa de água, subtraindo a massa do picnômetro cheio de água, da massa 
do picnômetro vazio; 
f) Veja na Tabela A.1, qual a densidade da água, na temperatura em que a mesma se 
encontra (verificar com termômetro); 
g) Calcule o volume do picnômetro pela relação V=m/ρ. 
2ª. Parte – Determinação da densidade da solução de hidróxido de sódio 0,5 M 
 
26 
 
Assim como se determinou o volume do picnômetro, a partir da relação 
massa/volume, determina-se também a densidade da solução. Vale lembrar que se deve usar o 
picnômetro o qual se determinou o volume, ou seja, o qual foi feita a calibração. Siga os 
seguintes passos: 
a) Esvazie o picnômetro; 
b) Lave inteiramente o picnômetro com a solução a ser analisada (NaOH 0,5 mol/L); 
c) Coloque a solução no picnômetro até que o nível do líquido fique acima do colo; 
d) Coloque a tampa capilar e enxugue cuidadosamente o excesso de líquido; 
e) Pese o picnômetro com a solução; 
f) Obtenha a massa da solução, subtraindo a massa do picnômetro cheio de solução, da 
massa do picnômetro vazio; 
g) Calcule a densidade da solução, pela relação massa/volume. 
 
Método de Arquimedes 
a) Em uma balança, pese os materiais sólidos e anote as massas; 
b) Coloque um determinado volume de água na proveta, suficiente para submergir a 
amostra de material sólido; faça isso para os três materiais; 
c) Coloque a amostra do material sólido na proveta com água; 
d) Anote o valor do volume de água deslocado; 
e) Calcule as densidades dos materiais. 
 
 
 
 
 
27 
 
 Resultados 
 
Tabela 3.2. Dados experimentais – Picnometria. 
Dado 
Massa do picnômetro (g) = 
Massa do picnômetro com água (g) = 
Massa da água (g) = 
Densidade da água (g/mL) e Temperatura (ºC) = 
Volume do picnômetro (mL) = 
Massa do picnômetro com a solução (g) = 
Massa da solução (g) = 
Densidade da solução (g/mL) = 
 
 
Tabela 3.3. Dados experimentais – Princípio de Arquimedes. 
Objeto mobjeto (g) Vi (mL) Vf (mL) 
Vobjeto (mL) 
Vobjeto=Vf - Vi 
ρ (g/cm3)* 
ρ = mobjeto/Vobjeto 
Aço 
Alumínio 
Cobre 
*1mL = 1cm3 
 
 
 
28 
 
Referências 
 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 1ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2001. 
BROWN, T. L.; LEMAY, E.; BURSTEN, B. E. Química – A Ciência Central. 9ª ed. 
Pearson, São Paulo, 2006. 
RUSSELL, J. B. Química geral. 2ª ed, vol 1, São Paulo, Ed Pearson Makron Books, 1994. 
 
Pré-Laboratório 
 
1) Explique a diferença entre densidade absoluta e densidade relativa. 
2) O que é picnometria? 
3) Descreva o princípio de Arquimedes. 
4) Quais as vidrarias e equipamentos necessários para se determinar a densidade, por 
picnometria e pelo princípio de Arquimedes? 
 
Pós-Laboratório 
 
1) A partir dos dados obtidos na prática calcule o volume do picnômetro e a densidade 
da solução analisada. 
2) Efetue os cálculos das densidades das amostras sólidas. 
3) Efetue os cálculos dos erros percentuais das densidades das amostras sólidas. 
4) Comente os possíveis erros. 
 
 
29 
 
CAPÍTULO IV - Destilação Simples 
 
Objetivos 
 
Realizar uma destilação simples, se inteirando sobre o aparato utilizado nesse processo 
e, realizar um teste do destilado. 
 
Introdução 
 
A destilação é um dos métodos mais utilizados para separação de líquidos, pois é 
bastante simples e, se tomados todos os cuidados necessários, apresenta boa qualidade na 
separação. Pode ocorrer de duas formas, a simples e a fracionada. 
A destilação simples apresenta boa versatilidade, pois pode ser usada para separar 
líquidos de outras substâncias que podem ser sólidas ou líquidas também, desde que tenham 
pontos de ebulição bem distintos; basta aquecer a mistura de substâncias até uma temperatura 
acima do ponto de ebulição da mais volátil, esta irá entrar em ebulição e passará ao estado 
vapor, que após ser resfriado em um condensador, retornará ao estado líquido. 
Já a destilação fracionada é usada para separar substâncias com pontos de ebulição 
próximos, a mistura deve ser aquecida até uma temperatura ligeiramente acima da substância 
de maior ponto de ebulição; este tipo de destilação requer um sistema mais robusto, onde uma 
coluna de fracionamento deve favorecer logo na entrada a condensação da sustância com 
maior ponto de ebulição fazendo com esta retorne ao recipiente de origem, e a substância de 
menor ponto de ebulição seguirá ao condensador. 
 
30 
 
Um exemplo de destilação fracionada é a destilação do petróleo, onde o mesmo é 
submetido a um processo de onde são obtidos diversos produtos, de acordo com seus pontos 
de ebulição, desde gases, a gasolina, óleos lubrificantes entre outros. 
 
Metodologia 
Materiais e reagentes 
Materiais/Quantidade Reagentes 
Balão de destilação – 01 Cloreto de sódio NaCl 10%w 
Termômetro – 01 
Pedras de ebulição 
Nitrato de prata AgNO3 0,1N 
Becker – 02 
Funil simples – 01 
Garra metálica – 01 
Aquecedor – 01 
Adaptador para condensador – 01 
Condensador – 01 
Suporte universal – 01 
Proveta – 01 
Tubo de ensaio – 02 
Mufa, rolha, mangueiras, estante para tubos de ensaio 
 
 
 
 
 
 
31 
 
Procedimento Experimental 
Parte I - Destilação 
a) Adicione pedras de ebulição ao balão de destilação; 
b) Colete 50 mL de uma solução de NaCl no balão, com o auxílio de uma proveta 
(para medir o volume); 
c) Com o auxílio de um funil de vidro de haste longa, transfira os 50 mL da solução 
de NaCl para o balão; 
d) Monte um sistema de destilação simples, semelhante ao ilustrado na Figura 4.1; 
e) Inicie o aquecimento do sistema; 
f) Observe atentamente o sistema enquanto ocorre o aquecimento, constantemente 
observando a temperatura que é registrada no termômetro; 
g) Observe o início da destilação, atentando para o que ocorre, visualmente, com a 
amostra; 
h) Numa destilação os primeiros 5% (em relação à quantidade inicial contida no 
balão) devem ser descartados, pois pode conter impurezas. Em seguida, troque este becker 
por outro becker limpo; 
 
 
32 
 
 
 
Figura 4.1. Sistemade destilação simples (Brown et al., 2005). 
 
Parte II - Teste do destilado 
 Após a destilação se faz necessário um teste para verificar se a destilação foi bem 
sucedida. Assim, deve-se testar o destilado a fim de saber se ainda existe a presença do NaCl. 
Para tanto siga os passos descritos a seguir: 
a) Adicione 1 mL de solução de AgNO3 (nitrato de prata) a dois tubos de ensaio.; 
b) Numere-os como tubo 1 e tubo 2, respectivamente; 
c) Ao tubo 1 adicione 1 mL de solução de NaCl. Observe que ocorre a formação de 
um precipitado de coloração branca. O precipitado formado é o AgCl (cloreto de prata). 
Assim, o tubo 1 servirá como referência para o tubo 2; 
d) Adicione 1 mL do destilado ao tubo 2. Observe o que acontece. 
 
 
33 
 
 
Tabela de Resultados 
Observações 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Referências 
 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 1ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2001. 
BROWN, T. L.; LEMAY, E.; BURSTEN, B. E. Química – A Ciência Central. 9ª ed. 
Pearson, São Paulo, 2006. 
 
 
 
 
 
34 
 
Pré-Laboratório 
1) Em que se baseia o princípio da destilação simples e em que tipos de amostra ela pode ser 
usada? 
2) Esquematize um sistema de destilação simples, enumerando cada componente, citando o 
nome e sua função. 
 
Pós-Laboratório 
1) Qual a função das pedras de ebulição? 
2) Qual reação explica a formação do precipitado branco de AgCl? 
3) Se no tubo 2, após adicionar a solução AgNO3, houver a turvação do destilado o que pode 
ter ocorrido? 
 
35 
 
 
CAPÍTULO V - Conservação da Massa 
 
Objetivos 
 
Verificar a lei da conservação da massa através da determinação da massa total antes e 
depois de ocorrerem às seguintes reações: 
 
Reação 1: Na2CO3(aq) + CaCl2(aq) → 2NaCl(aq) + CaCO3(s)↓ 
Reação 2: 2NaCl(aq) + CaCO3(s) + H2SO4(aq) → 2NaCl(aq) + CaSO4(aq) + H2CO3(aq) 
 
Introdução 
 
Em 1774 Antoine Lavoisier enunciou a lei da conservação da massa, também 
conhecida como lei de Lavoisier, onde afirmava, baseado em resultados de uma série de 
experimentos, que mesmo com uma reação química não era possível criar massa, o que 
ocorria era apenas a modificação dos compostos, conservando-se, desde que em um sistema 
fechado, todos os átomos presentes antes das reações, apesar de os produtos se apresentarem 
com configurações químicas e estado físico distintos dos reagentes. 
 
36 
 
 
Antoine-Laurent de Lavoisier nasceu em Paris, em 1743 e morreu em 
Paris, 1794. Era químico, e foi considerado o criador da química 
moderna. Foi o primeiro cientista a enunciar o princípio da conservação 
da matéria. Além disso, identificou e batizou o oxigênio e participou na 
reforma da nomenclatura química. Célebre pela sua frase "Na Natureza 
nada se perde, nada se cria, tudo se transforma." 
(http://pt.wikipedia.org) 
Por volta de 1905, Albert Einstein publicou a teoria da relatividade, revolucionando os 
conhecimentos da época. Segundo a teoria, um objeto que se movimente com velocidade 
próxima à velocidade da luz sofre efeitos como o aumento da sua massa entre outros. 
Juntamente com a equação da equivalência entre a massa e a energia, E=m·c2, testes 
comprovaram a veracidade da teoria da relatividade mediante o estudo das reações nucleares, 
onde ocorre a liberação de imensas quantidades de energia, resultantes da perda de massa do 
sistema. 
Apesar de ocorrer liberação de energia durante as reações químicas comuns, as 
quantidades são demasiadamente inferiores às liberadas durante as reações nucleares, e, 
portanto, não é mensurável a conversão de massa em energia nestas reações, verificando-se 
assim a lei da conservação da massa em sistemas reacionais não nucleares. 
 
 
 
 
 
 
37 
 
Metodologia 
Materiais e reagentes 
Materiais Reagentes 
Balança analítica Carbonato de sódio 0,1 M 
Frascos pequenos Cloreto de cálcio 0,1 M 
Béqueres Ácido sulfúrico 0,1 M 
Pipetas 
Pipetadores 
 
 
Procedimento experimental 
O sistema adotado consiste em: conjunto dos três frascos, tampados e com as 
respectivas soluções. O que serão feitas são manipulações dos conteúdos dos frascos. As 
pesagens serão sempre do sistema. 
a) Pipetar 5 mL de solução de Na2CO3 (0,1 M) e colocar em um frasco. Fechar o frasco; 
b) Pipetar 5 mL de solução de CaCl2 (0,1 M) e colocar em um frasco. Fechar o frasco; 
c) Pipetar 10 mL de solução de H2SO4 (0,1 M) e colocar em um frasco. Fechar o frasco; 
d) Pesar os três frascos juntos. Anotar a massa do conjunto; 
e) Fora da balança, adicionar a solução de CaCl2 (0,1 M) no frasco que contem a solução 
de Na2CO3 (0,1 M) e tampar ambos os frascos. Verificar o que ocorre; 
f) Pesar novamente o conjunto de frascos e anotar a massa; 
g) Novamente fora da balança, adicionar a solução de H2SO4 (0,1 M) ao frasco que 
contém a solução formada pela Reação 1. Tampar o frasco rapidamente. Observar o que 
ocorre; 
h) Pesar mais uma vez o conjunto e anotar a massa. 
 
38 
 
 
Tabela 5.1. Dados experimentais. 
Sistema: frascos com soluções Massa (g) 
antes das reações 
após a 1ª reação 
após a 2ª reação 
 
Referências 
 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 1ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2001. 
BROWN, T. L.; LEMAY, E.; BURSTEN, B. E. Química – A Ciência Central. 9ª ed. 
Pearson, São Paulo, 2006. 
RUSSELL, J. B. Química geral. 2ª ed, vol 1, São Paulo, Ed Pearson Makron Books, 1994. 
 
Pré-Laboratório 
 
1) O que diz a lei da conservação da massa, conhecida também por lei de Lavoisier? 
2) Calcule a quantidade de matéria, em mols, de cada solução utilizada nesse experimento. 
3) Verifique se há reagente em excesso nas proporções em que foram utilizadas. 
4) Considere a reação 2Na3PO4 + 3Ba(NO3)2 → Ba3(PO4)2 + 6NaNO3. Suponha que uma 
solução contendo 3,5 g de Na3PO4 é misturada com uma solução contendo 6,4 g de 
Ba(NO3)2. Quantos gramas de fosfato de bário podem ser formados? 
 
 
39 
 
Pós-Laboratório 
 
1) Com base nos dados obtidos, como é possível interpretar a Lei da Conservação da Massa? 
2) Qual a origem da turvação observada na primeira reação? 
3) Calcule a média e o desvio padrão da massa do sistema (três frascos com as três 
soluções). Comente o resultado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
40 
 
 
 
 
 
 
 
Unidade II 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
41 
 
CAPÍTULO VI – Determinação da viscosidade de um líquido 
 
Objetivo 
 
Determinar a viscosidade de um líquido utilizando o método de Stokes. 
 
Introdução 
 
Por causa da interação das camadas adjacentes das moléculas, os líquidos realizam uma 
resistência contra o escoamento, conhecida como viscosidade. 
Dos inúmeros métodos para se determinar a viscosidade de um líquido aplica-se aqui o 
método de Stokes, baseado na Lei de Stokes. Um corpo sólido caindo em um líquido sofre a 
ação de uma força de atrito para cima. Para uma esfera de raio (r), esta força de atrito segue a 
Lei de Stokes, que diz: A resistência encontrada por um sólido que se desloca em um líquido é 
proporcional a 6Π, ao raio do corpo sólido (r), ao coeficiente de viscosidade (η) e a velocidade 
do corpo (Vc), como mostra a Equação 1: 
F = 6 . Π . η . Vc . r (1) 
Além da força de atrito, age sobre a esfera a força gravitacional, Equação 2: 
P = 4/3 Π . r3. ρs . g 
(2) 
e a força do empuxo, Equação 3: 
E = 4/3 Π . r3 . ρliq . g 
(3) 
A Figura 6.1 ilustra um esquema do experimento. 
 
42Figura 6.1. Esquema do experimento: esfera de vidro escoando em um fluido dentro de uma 
proveta, com ilustração do balanço das forças. 
 
No momento da queda, em que o corpo tem uma velocidade constante, as forças se 
compensam, ou seja, E + F = P, e chega-se a Equação 4: 
η = 2 . r2 . g . (ρs - ρliq)/ 9 . Vc 
(4) 
onde ρs = densidade do sólido e ρliq = densidade do líquido. 
Quando as grandezas da Equação 4 são expressas em unidades de CGS (centímetro–
grama–segundo), a unidade de viscosidade chama-se Poise. Nos livros encontram-se muitas 
vezes o milipoise (10-3 poise) abreviando mP, e centipoise (10-2 poise) abreviando cP. 
E 
F 
P 
r 
L 
R 
 
43 
 
Portanto, 1P é correspondente a 1g/cm.s; multiplicando esse valor por 100 obtém a unidade 
equivalente em 1cP, que é igual a 1mPa.s (lê-se milipascal segundos), que é outra unidade de 
viscosidade muito utilizada. 
A velocidade da esfera será influenciada pela proximidade das paredes da proveta; por 
isso é recomendável deixá-la cair no centro da proveta. 
A relação entre a velocidade constante (V), numa proveta de raio (R) e a velocidade de 
queda da esfera (Vc) de raio (r) é dada pela Equação 5: 
Vc = V(l + 2,4 . r/R) (5) 
onde V = velocidade desenvolvida no movimento retilíneo uniforme, V=L/∆t. 
 
Metodologia 
Materiais e reagentes 
Óleo de soja Esferas de vidro 
Balança analítica Cronômetros 
Termômetro Régua graduada 
Proveta de 2000 mL 
 
Procedimento experimental 
Com o método de Stokes vai ser determinada a viscosidade do óleo de soja (ρliq = 0,92 
g/cm3) com auxílio de esferas de vidro (ρs = 2,57 g/cm3). 
1) Em uma balança analítica, pese as esferas de vidro a serem utilizadas; 
2) Obtenha o volume de cada esfera, usando a relação entre a massa e a densidade; 
3) Calcule os raios das esferas, sabendo que o volume da esfera é igual a 4/3 . Π . r
3; 
 
44 
 
4) Meça a distância entre os pontos marcados na proveta, L; e o diâmetro interno da 
proveta, para obtenção do raio da proveta, R; 
5) Ponha uma esfera de vidro próximo à superfície do óleo e no centro da proveta e 
deixa-a cair. Use o cronômetro para determinar o tempo, ∆t, em que a esfera percorre 
o trajeto; 
6) Repita a experiência com outras esferas. 
 
Resultados 
Pressão atmosférica, P (atm): 
Aceleração da gravidade, g (cm/s2): 
Temperatura, T (ºC): 
Massa da esfera, m (g): 
Distância entre os pontos marcados 
na proveta, L (cm): 
 
Raio da proveta, R (cm): 
 
Esfera Tempo de queda da esfera, ∆t (s): 
1 
2 
3 
4 
5 
 
 
45 
 
Cálculos 
 
 
 
 
 
 
 
Referências Bibliográficas 
 
CASTELLAN, G. Fundamentos de Físico-Química. Tradução de Cristina M. P. dos 
Santos e Roberto B. Farias, LTC, Rio de Janeiro, 1986. 
MOORE, W. J. Físico-Química. Tradução da 4ª. Edição americana, Helena Lichum e 
outros. Edgard Blucher, São Paulo, 1976. 
 
Pré-Laboratório 
1) O que é viscosidade? 
2) Faça um esquema do experimento, identificando todo o aparato. 
3) Coloque o passo a passo que se deve fazer para se determinar a viscosidade de um 
fluido pelo método de Stokes. 
 
 
46 
 
Pós-Laboratório 
1) A partir dos dados experimentais, calcule a viscosidade do óleo. 
2) Pesquise qual a viscosidade do óleo na temperatura em que se fez o experimento. Caso 
não encontre, na mesma temperatura, informe qual a temperatura em que você 
encontrou a viscosidade. 
3) Calcule o erro experimental. Se houver diferença de temperatura, como descrito no 
item anterior, comente esse fator. 
4) Explique as possíveis fontes de erros. 
5) Faça uma pesquisa sobre outros métodos de se determinar a viscosidade de líquidos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
47 
 
CAPÍTULO VII - Extração líquido-líquido 
 
 Objetivo 
 
Realizar uma extração líquido-líquido para se determinar o teor de etanol em uma 
amostra de gasolina. 
 
Introdução 
 
A gasolina é uma das frações do petróleo. Trata-se de uma mistura de 
hidrocarbonetos de cadeias que podem variar de 6 (seis) a 12 (doze) átomos de carbono. 
Seu principal constituinte é o iso-octano. Ela pode ser obtida por vários métodos, como 
destilação fracionada, isomerização, alquilação e craqueamento catalítico. No Brasil 
adiciona-se etanol (álcool etílico) à gasolina, com a finalidade, dentre outras, de reduzir as 
emissões de poluentes oriundos da queima do combustível fóssil. 
O teor de álcool etílico anidro na gasolina é fixado por portaria do Ministério da 
Agricultura, conforme Decreto Nº 3.966/2001. O percentual máximo de álcool etílico 
anidro adicionado à gasolina é de 25% desde 07/2007. 
O álcool utilizado como combustível, nos postos de gasolina, é o etanol hidratado. 
O etanol pode ser obtido por vários processos químicos, como do próprio petróleo, pela 
fermentação da beterraba, como é feito na Europa, ou do milho, nos Estados Unidos. No 
Brasil, o etanol é produzido a partir da cana-de-açúcar. A cana é processada em usinas, 
passando por diversas operações como moagem, fermentação e destilação. 
 
48 
 
Enquanto os compostos presentes na gasolina são moléculas apolares, o etanol é 
uma molécula anfifílica, ou seja, possui uma parte polar e outra apolar. 
Veja, no esquema a seguir, a molécula do etanol, destacando a calda, apolar, e a 
cabeça, polar. 
 
 
 
A parte polar da molécula é hidrofílica, ou seja, tem afinidade por água, enquanto a 
parte apolar é hidrofóbica, ou seja, tem repulsão à água. 
Devido a essa dupla afinidade, a molécula de etanol pode se misturar tanto com a 
gasolina, que é apolar, quanto com a água, que é polar. No entanto, a contribuição 
hidrofílica da molécula de etanol é superior à hidrofóbica. Dessa forma, quando se mistura 
água com gasolina, a água consegue extrair o álcool presente na mistura. 
Do ponto de vista das interações intermoleculares, as pontes de hidrogênio, 
formadas entre a água e o álcool, são mais fortes do que as interações dipolo-dipolo, 
presentes nas moléculas da gasolina. Vamos revisar um pouco essas interações. 
As forças intermoleculares são forças existentes entre as moléculas de compostos 
que formam ligações covalentes. Essas forças são bem mais fracas do que as ligações 
químicas. 
A Figura 7.1 ilustra a diferença entre uma ligação química e atração intermolecular. 
Cabeça 
CH3-CH2- OH 
Calda 
 
49 
 
 
Figura 7.1. Ilustração da diferença entre ligação química e atração intermolecular 
(Brown et al, 2005). 
 
As forças intermoleculares podem ser do tipo: dipolo-dipolo, íon-dipolo, força de 
dispersão de London e pontes/ligações de hidrogênio. 
As forças dipolo-dipolo ocorrem em compostos polares, ou seja, compostos onde 
existe uma diferença de eletronegatividade entre os elementos ligantes. As moléculas se 
atraem quando o lado positivo de uma está próximo do lado negativo de outra. Ex: H-Cl 
As forças do tipo íon-dipolo ocorrem entre compostos polares e na presença de 
íons em suspensão. Esse tipo de força intermolecular é mais forte do que a dipolo-dipolo. 
Ex: H-Cl em solução salina de Na+Cl- 
As forças de dispersão de London ocorrem entre moléculas apolares. Um momento 
de dipolo instantâneo, bastante pequeno, pode ser criado devido o movimento de elétrons 
em um átomo ou molécula. Ex: N2, O2, CH4 
As pontes ou ligações de hidrogênio são forças intermoleculares mais fortes. Elas 
ocorrem em compostos polares onde a diferença de eletronegatividade é mais pronunciada. 
É formada entre o hidrogênio (H) e outro elemento demasiadamente eletronegativo como 
o Flúor, Oxigênio e Nitrogênio (F, O, N). Ex: H2O, HF 
 
50Metodologia 
Materiais e reagentes 
Becker 
Proveta de 100 mL, com tampa 
Luvas 
Óculos de segurança 
Gasolina comum 
 
Procedimento experimental 
 
CUIDADOS IMPORTANTES 
Não acender ou ligar nenhum tipo de fonte de calor. Usar óculos 
de proteção e luvas. Realizar o experimento na capela, 
preferencialmente. Armazenar o efluente em recipiente que está 
disponível no laboratório para que seja adequadamente tratado. 
 
a) Colocar 50 mL de água na proveta de 100 mL, previamente limpa e seca, 
observando a parte inferior do menisco; 
b) Completar o volume até 100 mL com a amostra de gasolina. Faça isso 
cuidadosamente para que as fases não se misturem; 
c) Tampar de forma adequada a proveta; 
d) Misturar as camadas de água e gasolina através de inversões da proveta. Segure 
firme para evitar vazamentos; 
 
51 
 
e) Manter a proveta em repouso até a separação das fases; 
f) Anotar o aumento da camada aquosa, em mililitros. 
 
Referências 
 
BROWN, T. L.; LEMAY, E.; BURSTEN, B. E. Química – A Ciência Central. 9ª ed.; 
Pearson; São Paulo; 2006. 
 
Pré-laboratório 
 
1) O que são forças intermoleculares? 
2) Dê a definição de cada força intermolecular, citando um exemplo de cada. 
3) Por que no Brasil se adiciona etanol à gasolina? 
4) Faça uma pesquisa sobre extração líquido-líquido. 
 
Pós-laboratório 
 
1) Qual dos líquidos tem maior densidade? Como você deduziu sua resposta? 
2) Por que a água extrai o etanol da gasolina? 
3) Qual o teor de etanol na gasolina em % e em mL de etanol/L de combustível? 
4) Calcule o erro experimental, caso exista, baseado na percentagem de etanol 
permitida na gasolina. Comente os possíveis erros. 
 
52 
 
CAPÍTULO VIII - Soluções 
 
Objetivos 
 
Inteirar o aluno com os cálculos e preparo de soluções. 
 
Introdução 
 
Soluções são substâncias formadas pela mistura homogênea de dois ou mais 
compostos químicos, sendo que a composição química é sempre a mesma ao longo de toda 
a mistura. As soluções são constituídas de dois componentes: o soluto e o solvente. 
Denomina-se soluto o composto que é dissolvido e solvente o composto que irá dissolver, 
sendo que este último se encontra em maior quantidade. 
Existem duas maneiras para se determinar qual componente é o soluto: deve-se 
verificar o componente da solução que muda de estado físico ao ser misturado, ou então 
verificar o composto que se encontra em menor porção na mistura. 
A solubilidade das substâncias depende de vários fatores, dentre eles, o tipo de 
soluto e de solvente. Em geral as substâncias inorgânicas são polares, enquanto as 
orgânicas são apolares. Uma substância polar tende a dissolver-se num solvente polar. Uma 
substância apolar tende a se dissolver num solvente apolar. 
As soluções podem ocorrer nos três estados físicos da matéria: soluções sólidas, 
líquidas e gasosas. Nas soluções sólidas todos os componentes devem estar no estado 
sólido. Exemplo: ligas metálicas, como o aço. 
Quando a solução é líquida o solvente tem que ser um líquido e o soluto pode ser: 
 
53 
 
a. Sólido, como uma solução de hidróxido de sódio dissolvido em água; 
b. Líquido, por exemplo, uma solução de álcool em água, e; 
c. Gasoso, como a solução de HCl concentrada onde HCl(g) é borbulhado em água. 
As soluções gasosas são formadas de compostos no estado gasoso. Exemplo: ar. 
As soluções podem ainda ser classificadas com relação à quantidade de soluto em: 
i. Soluções insaturadas – a quantidade de soluto presente é menor que o máximo 
solúvel na quantidade de solvente considerada, também chamada de solução 
diluída; 
ii. Soluções saturadas – a quantidade de soluto presente é exatamente o máximo 
solúvel na quantidade de solvente considerada, também chamada de solução 
concentrada, e; 
iii. Soluções supersaturadas – a quantidade de soluto presente é maior que o máximo 
solúvel na quantidade de solvente considerada, também chamada de solução 
instável, pois qualquer alteração irá provocar a precipitação do excesso de soluto. 
A quantidade de soluto presente em uma solução é chamada de concentração. 
Pode-se expressar essa quantidade de diferentes formas. A seguir são apresentadas as 
principais expressões de concentração: 
Concentração comum: indica a massa de soluto presente em cada litro de solução. 
 [C] = g/L 
 
Título: é a relação entre a massa do soluto e a massa da solução. 
 
 
Molaridade: é a quantidade de matéria, em mols, de soluto presente em cada litro 
de solução. 
 [M] = mol/L 
 
 
54 
 
 Fração molar: é a relação entre a quantidade de matéria em mols do soluto (ou de 
solvente) e a quantidade de matéria em mols da solução. 
 ou X1 + X2 = 1 
 
 Molalidade: é a relação entre a quantidade de matéria em mols do soluto, e a 
massa do solvente (em Kg). 
 
 
Ao se preparar uma solução é preciso tomar os cuidados necessários para evitar 
acidentes durante a adição do soluto, como também se deve prestar atenção à marcação de 
calibração do recipiente de forma a não inserir erros na concentração da mesma. 
 
Metodologia 
Materiais e reagentes 
Materiais Reagentes 
Balões volumétricos Acido clorídrico (HCl) 
Béqueres Hidróxido de sódio (NaOH) 
Bastões de vidro 
Espátulas 
Funis simples 
Pipetas 
Pissetas 
Pipetadores 
 
 
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Procedimento experimental 
Preparo da solução de HCl 0,5 mol/L. 
a) Determine o volume necessário de ácido clorídrico concentrado para se preparar a 
solução na quantidade e concentração desejada. Atente para as informações no rótulo do 
frasco do reagente; 
b) Por questões de segurança (ver Capítulo I), coloque água destilada, 
aproximadamente 1/3 da capacidade da vidraria, no balão volumétrico; 
c) Na capela, coloque um valor aproximado de ácido concentrado em um becker e em 
seguida, com o auxílio de um pipetador, transfira o volume de ácido concentrado, 
determinado no item (a), para o balão volumétrico; 
d) Espere o balão esfriar até a temperatura ambiente e complete, até o menisco, com 
água destilada; 
e) Faça uma homogeneização por inversão; 
f) Transfira a solução preparada para um frasco de vidro e rotule com os dados da 
solução, número da turma, equipe e data; 
 
Preparo da solução de HCl 0,1 mol/L. 
a) Determine o volume necessário de solução matriz, preparada no passo anterior, e 
transfira para o balão volumétrico, de capacidade desejada; 
b) Complete com água destilada até o menisco, seguindo o procedimento de preparo 
indicado anteriormente. 
 
 
 
 
 
56 
 
Preparo da solução de NaOH 0,5 mol/L. 
a) Determine a massa de hidróxido de sódio, necessária para preparar a solução, em 
volume e concentração desejada. Atente para as informações no rótulo do frasco do 
reagente; 
b) Pese a massa determinada, em um becker limpo e seco; 
c) Com a ajuda de um bastão de vidro, dissolva-o, no próprio becker, com água 
destilada; 
d) Transfira o conteúdo do becker para o balão volumétrico, e siga os procedimentos 
de preparo de soluções; 
e) Transfira a solução para um frasco de plástico e rotule, como mostrado no 
procedimento anterior; 
f) Guarde as soluções preparadas em um armário para utilização nas próximas 
experiências. 
 
Referências 
 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o 
meio ambiente. 1ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2001. 911 p. 
BROWN, T. L.; LEMAY, E.; BURSTEN, B. E. Química – A Ciência Central. 9ª ed. 
Pearson, São Paulo, 2006. 
MAHAN, B. M.; MYERS, R. J. Química: um curso universitário. 4ª ed. São Paulo: 
Edgard Blücher, 1995, 582 p.