Apostila de QGEXP Engenharias

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Apostila de 
Química Geral e Experimental 
 
 
CURSOS: 
ENGENHARIAS: QUÍMICA, MECÂNICA E PRODUÇÃO 
 
 
 
 
DOCENTES: 
Prof. Dr. Norberto Luiz Amsei Junior 
Profa. MSc. Ana Leonor Santos Junqueira Franco 
Profa. Dra. Maria Tereza Diamantino 
Profa. Dra. Rosangela Carvalho Goulart Guedes Prado 
 
 
 
Barretos, 2010 
 
2 
 
PROCEDIMENTOS PARA AULAS EXPERIMENTAIS 
 
O professor realizará a orientação necessária ao acompanhamento e aprendizado 
experimental adequado durante as aulas em laboratório. 
 As informações necessárias para a realização de cada aula, bem como para a elaboração 
dos relatórios, serão disponibilizadas na página da disciplina. 
O laboratório de química é o lugar privilegiado para a realização de experimentos, 
possuindo instalações de água, luz e gás de fácil acesso em todas as bancadas. Possui ainda 
local especial para manipulação das substâncias tóxicas (a capela), que dispõe de sistema 
próprio de exaustão de gases. O laboratório é um local onde há um grande número de 
equipamentos e reagentes que possuem os mais variados níveis de toxidez e, portanto, é um 
local bastante vulnerável a acidentes. É necessário que se trabalhe com as devidas precauções. 
Deve-se entrar num laboratório com um objetivo específico, portanto é necessária uma 
preparação prévia a esse trabalho: O que vou fazer? Com que objetivo? Quais os princípios 
químicos envolvidos nesta atividade? 
Durante a realização dos experimentos devem-se efetuar anotações sobre os fenômenos 
observados, das massas e volumes utilizados, tempo decorridos, condições iniciais e finais do 
sistema. Um caderno ou uma pasta serão suficientes para essa finalidade, pois possibilitarão 
uma descrição precisa das atividades de laboratório. Não confie em sua memória, tudo deve 
ser anotado. 
 Após o experimento vem o trabalho de compilação das etapas anteriores através de um 
relatório. O relatório é um modo de comunicação escrita de cunho científico sobre o trabalho 
laboratorial realizado. 
Antes de cada aula experimental leia com atenção o roteiro da prática, estude os 
conceitos teóricos envolvidos, obtenha as propriedades químicas, físicas e toxicológicas dos 
reagentes a serem utilizados. Essas instruções são encontradas nos rótulos dos reagentes. 
Ao final de cada aula lave todo o material, pois conhecendo a natureza do resíduo pode-
se usar o processo adequado de limpeza. Coloque todo o equipamento e vidraria sobre a 
bancada, como no início da aula. Desligue todos os aparelhos e lâmpadas e feche as torneiras 
de gás. Avise o professor e o técnico responsável pelo laboratório quando você acabar o 
experimento. 
 
 
 
3 
 
PROCEDIMENTOS PARA AVALIAÇÃO 
As avaliações constarão das notas referentes aos relatórios solicitados, questões na prova 
teórica e desempenho do aluno durante as aulas. 
 
BIBLIOGRAFIA 
Toda bibliografia ou referências bibliográficas serão fornecidas pelo professor em aula 
ou estarão disponíveis no final de cada procedimento experimental, na página da disciplina. 
Na realização dos relatórios as referências utilizadas deverão seguir as normas da ABNT 
para serem citadas. 
 
NORMAS DE SEGURANÇA EM LABORATÓRIO 
 
Para o seu bom desempenho e sua segurança no laboratório, estabelecemos as 
seguintes normas a serem seguidas: 
1) Siga rigorosamente as instruções do professor; 
2) Nunca prove uma droga ou solução, a não ser com permissão do professor; 
3) Use um avental ou capa apropriada; 
4) Não fume no laboratório; 
5) Evite o contato de quaisquer substâncias com a pele. Seja particularmente cuidadoso 
quando manusear substâncias corrosivas, como ácidos e bases concentradas; 
6) Nunca deixe frascos contendo solventes inflamáveis próximos à chama; 
7) Não jogue nenhum material sólido dentro da pia ou nos ralos; 
8) Sempre que possível trabalhe com óculos de proteção; 
9) Quando aquecer uma substância em um tubo de ensaio não aponte a sua extremidade 
aberta para seus colegas ou na sua própria direção; 
10) Ao introduzir tubos de vidro em rolhas, umedece-as convenientemente, enrole a peça de 
vidro numa toalha para proteger as mãos; 
11) Experiências que envolvam liberação de gases tóxicos devem ser realizadas na capela; 
12) Quando for testar um produto químico pelo odor, proceda com cuidado. Mantenha o 
frasco afastado do seu rosto e com movimentos da mão dirija os vapores na direção do 
nariz; 
13) QUANDO DILUIR ÁCIDOS COM ÁGUA SEMPRE JUNTE O ÁCIDO À ÁGUA, 
COM CUIDADO. NUNCA JUNTE ÁGUA A ÁCIDOS CONCENTRADOS; 
4 
 
14) Dedique especial atenção a qualquer operação que necessite de aquecimento prolongado 
ou que desenvolva grande quantidade de energia; 
15) Mantenha sua atenção voltada única e exclusivamente para o trabalho que você e seu 
grupo desenvolvem; 
16) Leia os rótulos dos frascos antes de usar as substâncias neles contidas; 
17) Se qualquer produto químico for derramado, lave o local imediatamente; 
 Nunca use quantidade maior de reagente do que o máximo proposto; 
18) Ao se retirar do laboratório verifique se não há torneiras abertas (água e gás). Desligue 
todos os aparelhos, deixe todo o equipamento usado limpo e lave as mãos. 
19) Antes de iniciar seus trabalhos, pegue a ficha de controle do seu grupo, anote a data, a 
experiência a ser realizada e os números dos elementos do grupo. 
 
ACIDENTES COMUNS EM LABORATÓRIOS E ATENDIMENTOS 
 
1. Queimaduras 
 
A) causadas por calor seco (chama e objetos aquecidos): 
�No caso de queimaduras leves, aplicar pomada de picrato de butesina; 
�No caso de queimaduras graves, elas devem ser cobertas com gase esterilizada, 
umedecida com solução aquosa de bicarbonato de sódio a 5%. 
 
B) causadas por álcalis: 
�Lavar a região atingida imediatamente com bastante água em abundância, durante 
cinco minutos. Tratar com solução de ácido etanóico (acético) a 1% e novamente lavar com 
água. Secar a pele e aplicar merthiolate. 
 
C) causada por ácidos: 
�Lavar imediatamente o local com água em abundância, durante cerca de cinco 
minutos. Em seguida lavar com solução saturada de carbonatomonoácido de sódio e 
novamente com água. Secar e aplicar merthiolate. 
 
2. Ácidos nos olhos 
�Fazer lavagem com água em abundância por quinze minutos. Em seguida aplicar 
solução de carbonatomonoácido de sódio a 1%. 
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3. Álcalis nos olhos 
�Proceder como no item anterior, apenas substituindo a solução de 
carbonatomonoácido por uma solução de ácido básico a 1%. 
4. Intoxicação por gases 
�Remover a vítima para um ambiente arejado, deixando-a descansar. 
 
5. Ingestão de substâncias tóxicas 
�Administrar uma colher de sopa de “antídoto universal”, que é constituído de duas 
partes de carvão ativo, uma de óxido de magnésio e uma de ácido titânico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6 
 
EXPERIMENTO 1: Apresentação de equipamento básico de laboratório 
 
 A execução de qualquer experimento na Química envolve geralmente a utilização de 
uma variedade de equipamentos de laboratório, na maioria muito simples, porém com 
finalidade específicas. O emprego de um dado equipamento ou material depende dos 
objetivos e das condições em que a experiência será executada. Abaixo foram colocadas as 
relações de materiais e algumas utilizações e nas páginas seguintes, você encontrará 
FIGURAs de quase todos esses materiais. Faça a correspondência adequada e tente encontrar 
outras utilizações para cada um desses materiais. 
 
1. Material de vidro 
• Tubo de ensaio – utilizado para efetuar reações químicas em pequena escala, 
principalmente testes de reações. 
• Bequer – recipiente com ou sem graduação, utilizado para o preparo de soluções, 
aquecimento de líquidos,recristalização, etc. 
• Erlenmeyer – frasco utilizado para aquecer líquido ou fazer titulações. 
• Kitassato – frasco de paredes espessas, munido de saída lateral e usado em filtrações a 
vácuo. 
• Balão de fundo chato ou de Florence – utilizado para armazenar líquido e em destilações. 
• Balão volumétrico – recipiente calibrado, de precisão, destinado a conter um determinado 
volume de líquido, a uma dada temperatura; utilizado no preparo de soluções de 
concentração definidas. 
• Cilindro graduado ou proveta – frasco com graduações, destinado a medidas aproximadas 
de líquidos. 
• Bureta – equipamento calibrado para medida precisa de volume de líquidos. Permite o 
escoamento do líquido e é muito utilizado em titulações. 
• Pipeta – equipamento calibrado para medida precisa de volume de líquidos. Existem dois 
tipos: pipeta graduada e pipeta volumétrica. 
• Funil - utilizado na transferência de líquidos de um frasco para o outro ou para efetuar 
filtrações simples. 
• Vidro de relógio – usado geralmente para cobrir béquer contendo solução ou para 
evaporação em análise de líquidos. 
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• Dessecador – utilizado no armazenamento de substâncias quando se necessita de uma 
atmosfera com baixo teor de umidade. 
• Pesa filtro – recipiente destinado à pesagem de sólidos. 
• Bastão de vidro – utilizado na agitação e transferência de líquidos. 
• Funil de separação – equipamento utilizado na separação de líquidos imiscíveis. 
• Condensador – equipamento utilizado para condensação de vapores em destilações ou 
aquecimento sob refluxo. 
• Balão de destilação com saída lateral – utilizado em destilações simples 
 
2. Materiais de porcelana 
• Funil de Buchner – utilizado em filtrações por sucção, devendo ser acoplado a um 
kitassato 
• Cápsula de porcelana – usada para efetuar evaporações de líquidos. 
• Cadinho – usado para calcinação de substâncias. 
• Almofariz e pistilo – empregado para triturar e pulverizar sólidos. 
 
3. Material Metálico 
• Suporte (ou haste), mufa e garra – peças metálicas usadas para montar aparelhagens em 
geral. 
• Pinças – peças de vários tipos, como a de Mohr e de Hofmann, usadas para impedir ou 
reduzir o fluxo de líquidos ou gases através de tubos flexíveis. Existe outro tipo, utilizado 
para segurar objetos aquecidos (também chamada de tesoura). 
• Tela de amianto – Tela metálica, contendo amianto, utilizada para distribuir 
uniformemente o calor durando o aquecimento de recipientes de vidro à chama de um 
bico de gás. 
• Triângulo de ferro com porcelana – usado principalmente como suporte em aquecimentos 
de cadinhos (aquecimento direto). 
• Tripé – usado como suporte, principalmente de telas ou triângulos. 
• Bico de gás (Bunsen) – fonte de calor destinado ao aquecimento de materiais não 
inflamáveis. 
• Argola (ou aro) – usada para suporte de funil de vidro. 
• Espátula – usada para transferir substâncias sólidas. 
8 
 
• Furador de rolhas – utilizado, quando necessário, para perfurar rolhas de cortiça e 
borracha. 
 
4. Materiais Diversos 
• Suporte (ou estante) – tubo para ensaios. 
• Pinça de madeira ou prendedor – utilizado para segurar tubos de ensaio. 
• Trompa d’água – dispositivo para aspirar o ar e reduzir a pressão no interior de um frasco. 
• Pisseta – frasco plástico, geralmente contendo água destilada (ou outro solvente), usado 
para efetuar a lavagem dos recipientes com jatos de liquido nela contido. 
• Estufa – utilizada para a secagem de materiais (por aquecimento), em geral até 200oC. 
• Mufla ou forno – utilizado para calcinação de substâncias (por aquecimento), em geral até 
1000 ou 1500oC. 
• Centrifuga – instrumento que serva para acelerar a sedimentação do sólido em suspensão 
em líquidos. 
• Manta elétrica – utilizada no aquecimento de líquidos inflamáveis contidos em balões de 
fundo redondo. 
 
 
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Bibliografia: 
• TRINDADE, D. F et al. Química - básica experimental. São Paulo: Cone, 1998. 
• SILVA, R. R. da; BOCCHI, N.; FILHO, R. C. R. Introdução à Química Experimental. 
São Paulo: McGraw-Hill, 1990. 
12 
 
EXPERIMENTO 2: Medidas de volume e pesagem 
 
1. Objetivo 
Obter medidas de massas e volumes aproximadas e precisas. 
 
2. Introdução teórica 
2.1. Medida de volumes 
A técnica de medição do volume de uma amostra depende do estado físico da amostra 
(líquido ou sólido) e da sua forma (regular ou irregular). 
Os resultados obtidos podem ser expressos em unidades SI, metro cúbico (m³), ou em 
unidades submúltiplas deste, que é o caso mais frequente. 
Normalmente, as unidades submúltiplas mais usadas são o mililitro (ml), ou 
centímetro cúbico (cm³), e o litro (L), ou o decímetro cúbico (dm³). 
2. 1.1. Medir volumes de líquidos 
Para medir volumes de líquidos usam-se diversos instrumentos, consoante o rigor a 
observar e o volume da amostra. 
Para medições rigorosas usam-se pipetas, buretas ou balões volumétricos. 
Para medições menos rigorosas utilizam-se as provetas. 
Qualquer um destes instrumentos tem inscritas algumas informações importantes, tais 
como: 
· Volume máximo (capacidade); 
· Graduação da sua escala, normalmente em mililitros; 
· Tolerância (limite máximo do erro); 
· Traço de referência, no caso de pipetas ou balões volumétricos; 
· Temperatura de calibração (temperatura a que deve ser feita a medição e que é, 
normalmente, 20˚C). 
 
2.2. Erros de paralaxe 
Erros associados à incorrecta posição do observador. 
A leitura deverá ser feita de modo a que a direção do olhar coincida com a linha 
tangente à parte interna do menisco se este for côncavo (ex: água), ou à parte externa do 
menisco se este for convexo (ex: mercúrio). Vide FIGURA 1. 
13 
 
 
 
 
 
 
FIGURA 1: Esquema da posição correta para a observação do menisco 
 
Quadro 1: Principais instrumentos de medida de volume e suas características 
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2.3. Medidas de massas 
Medir a massa de uma amostra é uma operação de “pesagem”. 
O instrumento necessário para essa operação é a balança, que está geralmente 
graduada em grama (g), unidade submúltipla do quilograma (kg). Existem vários tipos de 
balanças, com alcance e sensibilidade diversas. 
O alcance é o valor máximo que é possível medir utilizando a balança; a sensibilidade 
é o valor da menor divisão da sua escala. 
Após a selecção da balança, pesa-se a amostra com os seguintes cuidados: 
· Não colocar a amostra directamente sobre o prato da balança, mas, sim dentro de um 
recipiente limpo e seco que pode ser um vidro de relógio, um copo de precipitação ou até 
um simples papel de filtro. Estes recipientes devem estar à temperatura ambiente; 
· Evitar vibrações da mesa ou da bancada em que se encontra a balança; 
· Evitar derrame de líquidos ou reagentes sólidos sobre o prato da balança. 
 
3. Procedimento experimental 
1. Medir 50 mL de água em um Becker (ou béquer) e transferir para o Erlenmeyer. Verificar o 
erro na escala (diferença das leituras de uma vidraria para outra). Transferir para a proveta 
graduada e fazer a leitura do volume. Verificar a precisão. 
 
2. Medir 50 mL de água na proveta graduada e transferir para um Becker. Verificar o erro na 
escala. Transferir para o Erlenmeyer. Verificar a precisão. Colocar esses três aparelhos em 
ordem crescente de precisão. 
 
3. Pipetar 25 mL de água usando a pipeta volumétrica. Transferir para a proveta. Comparar a 
precisão das escalas. 
15 
 
 
4. Pipetará água com uma pipeta graduada (transferindo para diferentes tubos de ensaio): 
Volumes: 1 mL; 2 mL; 5 mL; 1,5 mL; 2,7 mL; 3,8 mL; 4,5 mL 
Esta pratica tem a finalidade de treinar para controlar volumes variáveis numa pipeta 
graduada. 
 
5. Encher uma bureta com água (acertando o menisco e verificando se não há ar em parte 
alguma perto da torneira). Transferir o volume para o Erlenmeyer (não deixar ultrapassar o 
volume máximo da bureta). Comparar a precisão das escalas. 
 
6. pesagem de massas: pedir orientação do professor. Fazer distinção entre as balanças 
analíticas e semi-analíticas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
16 
 
EXPERIMENTO 3: Teste da Chama 
 
 
1. Objetivos: 
• Identificar, por meio da cor produzida na chama, alguns cátions; 
• Observar o fenômeno de emissão luminosa por excitação e correlacionar com o Modelo 
Atômico de Bohr; 
• Verificar a distribuição eletrônica dos elementos; 
• Reconhecer os limites do Modelo de Bohr; 
• Tomar contato com as regiões do espectro eletromagnético. 
 
2. Introdução teórica: 
Um modelo atômico é uma representação que procura explicar, sob o ponto de vista da 
Ciência, fenômeno relacionado à estrutura da matéria e às formas como ela se expressa. Ele 
visa dar uma explanação sobre a estrutura microscópica da matéria e deve ser capaz de prever 
outros fenômenos associados a ela. 
A partir do Modelo Atômico de Bohr, ficou estabelecido que os átomos possuem 
regiões específicas disponíveis para acomodar seus elétrons – as chamadas camadas 
eletrônicas. 
 
2.1. Os postulados de Bohr 
Usando os conceitos quânticos desenvolvidos para a luz, Bohr propõe os seguintes 
postulados para o átomo: 
- O elétron move-se em órbitas circulares em torno do núcleo do átomo; 
- A energia total de um elétron (potencial + cinética) não pode apresentar qualquer valor, mas 
sim, valores múltiplos de um quantum; 
- Apenas algumas órbitas eletrônicas são permitidas para o elétron e ele não emite energia ao 
percorrê-las; 
- Quando o elétron passa de uma órbita para outra, emite ou absorve um quantum de energia. 
No estado fundamental, de menor energia, os elétrons ocupam os níveis mais baixos 
de energia possíveis. Quando um átomo absorve energia de uma fonte externa, um ou mais 
elétrons absorvem essa energia e “pulam” para níveis mais energéticos ou externos. Neste 
caso, diz-se que o átomo encontra-se em um estado excitado. Isso pode ser observado na 
FIGURA 1. 
17 
 
 
FIGURA 1: Representação do átomo de Borh 
 
O elétron absorve uma quantidade de energia E = E2 – E1 e salta para um nível mais 
externo de energia E2. Se a quantidade de energia for menor do que a diferença entre os níveis 
(E), o elétron permanece em seu nível de energia. O átomo no estado excitado encontra-se 
numa situação em que existe espaço livre em níveis de energia mais baixos. Desse modo, o 
elétron excitado ou algum outro que esteja em níveis acima do espaço livre pode cair deste 
nível mais externo para ocupar o espaço livre. O átomo, então, volta ao estado normal de 
energia. Segundo Bohr, um elétron jamais poderia permanecer entre duas órbitas tidas como 
permitidas. Neste caso ocorre emissão de energia na forma de radiação eletromagnética. 
Como os átomos podem ter diferentes níveis, podem ocorrer diferentes transições eletrônicas 
(absorção ou emissão), e cada uma dessas possíveis transições envolve um valor bem definido 
de energia. Quando essas emissões ocorrem na região do visível (série de Balmer), podemos 
observar suas cores. O conjunto de todas as radiações, desde os raios gama até as ondas de 
rádio, forma o espectro eletromagnético, que nada mais é do que a ordenação destas radiações 
em função do comprimento de onda e da freqüência (FIGURA 2). 
FIGURA 2: Espectro Eletromagnético. Fonte: MOREIRA, M.A. 
18 
 
O teste da chama está fundamentado nos princípios do modelo de Bohr, de que quando 
certa quantidade de energia é fornecida a um determinado elemento químico, alguns elétrons 
da camada de valência absorvem essa energia passando para um nível de energia mais 
elevado, produzindo o que chamamos de estado excitado. Quando um ou mais elétrons 
excitados retornam ao estado fundamental, eles emitem uma quantidade de energia radiante 
igual àquela absorvida, cujo comprimento de onda é característico do elemento e da mudança 
de nível eletrônico de energia. Assim, a luz de um comprimento de onda particular pode ser 
utilizada para identificar um referido elemento. 
Uma chama não-luminosa de Bunsen consiste em 3 partes: um cone interno azul 
(ADB), compreendendo, principalmente, gás não queimado, uma ponta luminosa em D (que 
só é visível quando os orifícios de ar estão ligeiramente fechados), um manto externo 
(ACBD), na qual se produz a combustão completa do gás. As partes principais da chama, de 
acordo com Bunsen, são claramente indicadas na FIGURA 3 abaixo. A mais baixa 
temperatura está na base da chama (a), que é empregada para testar substânciasvoláteis, a fim 
de determinar se elas comunicam alguma cor à chama. A parte mais quente da chama é a zona 
de fusão (b), que fica a cerca de um terço de altura da chama e eqüidistante do interior e 
exterior do manto. A zona oxidante inferior (c) está situada na borda mais externa de b e pode 
ser usada para oxidação de substâncias dissolvidas em pérolas de bórax. A zona oxidante 
superior (d) é a ponta não-luminosa da chama. Nesta região há um grande excesso de 
oxigênio e a chama não é tão quente. A zona redutora superior (e) está na ponta do cone 
interno azul e é rica em carbono incandescente. A zona redutora inferior (f), está situada na 
borda interna do manto próximo ao cone azul. 
 
FIGURA 3: Temperaturas da chama não luminosa do bico de Bunsen 
 
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O teste da chama baseia-se no fato ele que quando certa quantidade de energia é 
fornecida a um determinado elemento químico, os elétrons da camada de Valência absorvem 
esta energia passando para um nível de energia mais elevado, produzindo o que é chamado de 
um estado excitado. Quando um desses elétrons excitados retoma ao estado fundamental, 
emite uma quantidade de energia mediante (luz), igual àquela absorvida, cujo comprimento de 
onda é característico do elemento e da mudança do nível eletrônico de energia. Assim, a luz 
de um comprimento de onda particular ou cor, é utilizada para identificar o referido elemento. 
 
Tabela 1: Ocorrência das linhas do espectro 
Elemento Descrição da linha Comprimento de onda em nm 
Sódio Amarela, dupla 589,0 / 589,6 
Potássio Vermelha, dupla 766,5 / 769,9 
 Violeta, dupla 404,4 / 404,7 
Lítio Vermelho 670,8 
 Laranja (fraca) 610,3 
Tálio Verde 535,0 
Cálcio Faixa laranja 618,2 – 620,3 
 Verde amarelada 555,4 
 Violeta (fraca) 422,7 
Estrôncio Faixa vermelha 674,4 / 662,8 
 Laranja 606,0 
 Azul 460,7 
Bário verde 553,6 / 534,7 / 524,3 / 513,7 
 Azul (fraca) 487,4 
 
 
3. Materiais: 
5,00 mL de solução 1,00 mol/L de cloreto de cálcio, cloreto de estrôncio, cloreto de 
bário, cloreto de sódio e cloreto de potássio; 5 béqueres de 10 mL; 5 fios de níquel - cromo; 
solução de HCl concentrado; 1 pipeta de 5,00 mL; 1 vidro de relógio. 
 
 
 
20 
 
4. Procedimento Experimental: 
 
Acenda a chama do bico de Bunsen e calibre a entrada de ar para obter uma chama 
azulada quase transparente. Limpe os fios metálicos que serão utilizados no experimento, 
mergulhando-os em solução de HCl concentrado, previamente colocada no vidro de relógio, e 
em seguida, aquecendo-os em rubro na chama do bico de Bunsen. Esse processo deve ser 
repetido até que a chama do bico de Bunsen não altere sua coloração. Mergulhe o fio limpo na 
solução da amostra em estudo e observe a coloração da chama. Anote o resultado em uma 
tabela. Compare seu resultado com os resultados dos outros grupos. 
 
5. Questões para o relatório: 
1) Quais os postulados de Bohr? 
2) Usando o sódio como exemplo, qual o �E dos elétrons que estão sofrendo essa transição eletrônica? 
3) Estes testes são conclusivos para identificar um elemento? 
4) Quando uma espécie não apresenta coloração ao ser colocada na chama, podemos afirmar que não 
está ocorrendo transição eletrônica? Justifique. 
 
Referência: 
MAIA, D. Práticas de Química para Engenharias. Campinas, SP: Editora Átomo, 2008. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
21 
 
EXPERIMENTO 4: Polaridade Molecular e Solubilidade 
 
1. Objetivo: investigar a relação entre a natureza iônica, polar ou apolar de uma substância 
com sua solubilidade em determinados solventes. 
 
2. Introdução teórica 
 
POLARIDADE DAS MOLÉCULAS 
Em geral, os compostos são classificados em compostos iônicos e compostos 
moleculares. Os compostos iônicos são aqueles que possuem uma ou mais ligações iônicas, 
mesmo que apresente várias ligações covalentes. 
Na ligação iônica, as forças de atração são conseqüência da transferência completa de 
um ou mais elétrons de um átomo para outro sendo que um deles adquire carga positiva e o 
outro, negativa, surgindo as forças responsáveis pela ligação. A maioria dos compostos 
iônicos são sólidos, nas temperatura e pressão ambientes, porque a força de atração elétrica 
mantém os 
cátions e os ânions firmemente ligados uns aos outros. 
Os compostos moleculares são aqueles que possuem somente ligações covalentes 
entre seus átomos. A menor partícula deste composto denomina-se molécula. 
Na ligação covalente a transferência de elétrons nunca é completa, pois estes são 
compartilhados e neste caso a força de atração entre o par de elétrons (carga negativa) e o 
núcleo (carga positiva) é o que mantêm os átomos unidos. 
Polaridade 
A polaridade de uma molécula está diretamente vinculada à polaridade das ligações 
entre seus átomos constituintes e também a sua geometria. A molécula polar é uma molécula 
com momento de dipolo diferente de zero enquanto uma molécula não-polar ou apolar tem 
momento dipolo elétrico igual a zero. Cada ligação de uma molécula poliatômica pode ser 
polar, mas a molécula como um todo pode ser não-polar ou apolar se os dipolos das ligações 
individuais se cancelarem. 
Experimentalmente, quando uma molécula se orienta na presença de um campo 
elétrico externo é considerada polar, caso contrário é apolar. Diferentes materiais têm 
diferentes tendências de ceder ou receber elétrons. Ao atritar vigorosamente dois materiais, 
estamos fornecendo energia para que haja transferência de elétrons de um material para outro. 
22 
 
O material que recebeu elétrons fica com carga negativa e o que cedeu com carga positiva. A 
seqüência dos materiais em função da tendência de receber ou ceder elétrons é mostrada pela 
série triboelétrica. Ao atritar dois materiais quaisquer de uma série triboelétrica, aquele que 
estiver posicionado à esquerda ficará eletrizado positivamente e aquele que estiver 
posicionado à direita ficará eletrizado negativamente. 
Ponto de Fusão 
O ponto de fusão (PF) de um composto é a temperatura na qual este composto no 
estado sólido se transforma em líquido. O ponto de fusão está relacionado com as interações 
entre partículas (átomos, íons e moléculas). Compostos que possuem fortes interações entre 
partículas, terão maiores pontos de fusão. 
Os compostos iônicos são constituídos por íons positivos e negativos, dispostos de 
maneira regular formando um retículo cristalino. Para que ocorra a fusão do retículo 
precisamos de uma considerável energia, por isso os compostos iônicos possuem elevado 
ponto de fusão e ebulição, geralmente são sólidos e muito duros. 
Quanto mais fortes forem as interações intermoleculares, maior o ponto de fusão. 
Compostos contendo moléculas polares possui ponto de fusão mais alto que moléculas 
apolares. 
Condução de corrente elétrica 
Para que haja condução de corrente elétrica é necessária a presença de elétrons livres, 
com mobilidade. Os compostos iônicos não conduzem corrente na fase sólida (quando os 
elétrons estão firmemente ligados uns aos outros), mas conduzem na fase líquida ou em 
solução aquosa, quando os íons adquirem mobilidade. O composto que se dissolve originando 
uma solução que conduz corrente elétrica (solução eletrolítica) é chamado de eletrólito. 
 
SOLUBILIDADE 
Coeficiente de solubilidade e solvatação dos sais 
Quando nos referimos ao sal não estamos nos referindo exclusivamente ao cloreto de 
sódio, o mais famoso dos sais, velho conhecido em nossas cozinhas ou na água do mar. 
Talvez por nossa associação quase despercebida de sal com o cloreto de sódio (NaCl), 
afirmamos que os sais são solúveis em água. Isto não é verdade em alguns aspectos: nem 
todos os sais são solúveis em água e nem tudo que é solúvel em água é um sal. Nosso 
conhecimento também nosdiz que não é possível dissolver qualquer quantidade de um sal em 
água, que se colocarmos muito, sobrará uma parcela no fundo do recipiente que não se 
dissolve. Com base nesse conhecimento, vamos discutir algumas coisas: 
23 
 
 
Coeficiente de solubilidade 
Por que, se colocarmos muito sal na água, parte dele não se dissolve? Muitos de nós 
aprendemos na escola que existe uma quantidade máxima de um sal que pode ser dissolvida 
em certa quantidade de água em uma certa temperatura e, a isto chamamos de coeficiente de 
solubilidade. Não costumamos discutir esse fato, apenas o aceitamos já que nossa experiência 
cotidiana já o provou. Para entender o porquê, temos que entender como se dá a dissolução do 
sal. 
Para exemplificars, utilizaremos o cloreto de sódio que, como já citamos, também 
conhecido como "sal de cozinha" e o principal - mas não o único - sal encontrado na água do 
mar. O cloreto de sódio, NaCl, é uma composto iônico que apresenta dois tipos de íons: Na+ 
(sódio) e Cl-(cloreto). Nos cristais de NaCl, incontáveis íons Na+ e Cl- estão associados, mas a 
proporção é 1 Na+: 1Cl-, e por isso a fórmula usada é NaCl. A água, H2O, é uma molécula 
triatômica com ligações covalentes e que apresenta polaridade. 
 
 
FIGURA 1: Representação da molécula de água, com geometria angular 
 
 
No caso do cloreto de sódio: 
 
 
FIGURA 2: Representação do cloreto de sódio (NaCl) 
 
Quando adiciona-se um cristal de NaCl em água, seus íons interagem com a água e 
pode ocorrer a dissociação. Cada íon acaba atraindo o lado positivo das moléculas de água 
(hidrogênios), enquanto o lado positivo (sódio) atrai o lado negativo das moléculas de água 
24 
 
(oxigênio). Como existe abundância de moléculas de água, várias delas são atraídas, cercando 
os íons. 
FIGURA 3: Interação do cloreto de sódio com a água 
 
Esse processo chama-se solvatação e, quando íons estão cercados por moléculas de 
água, diz-se que estão solvatados. 
FIGURA 4: Solvatação dos íons Na+ e Cl- 
 
Entendendo este processo, fica fácil perceber que, se adicionarmos muito NaCl, não 
haverá moléculas de água disponíveis para solvatar os íons, fazendo com que eles não sejam 
separados, portanto o sal não se dissolverá. Quando isso ocorre, todo sal que for adicionado a 
água continuará intacto, não se dissolvendo e precipitando, formando o que chamamos de 
corpo de fundo ou corpo de chão. 
 
FIGURA 5: Corpo de fundo 
Solubilidade dos sais em água 
Nem todos os sais são solúveis em água. Embora muitos deles sejam solúveis em água 
existem exceções e você precisa conhecê-las. Estas são algumas regras de solubilidade: 
25 
 
Tabela 1: Solubilidade dos compostos iônicos em água na temperatura ambiente 
Substâncias Solubilidade Exceções 
Ácidos Orgânicos Solúveis 
Permanganatos, Nitritos e Nitratos, Cloratos Solúveis 
Sais de Alcalinos e Amônio Solúveis carbonato de lítio 
Acetatos Solúveis de prata 
Tiocianatos e Tiossulfatos Solúveis de prata, chumbo e 
mercúrio 
Fluoretos Solúveis de magnésio, cálcio e 
estrôncio 
Cloretos e Brometos Solúveis de prata, chumbo e 
mercúrio I 
Iodetos Solúveis mercúrio, bismuto e 
estanho IV 
Sulfatos Solúveis de prata, chumbo, 
bário, e estrôncio 
Óxido metálico e Hidróxidos Insolúveis de alcalinos, amônio, 
cálcio, bário e 
estrôncio 
Boratos, Cianetos, Oxalatos, Carbonatos, 
Ferrocianetos, Ferricianetos, Silicatos, Arsenitos, 
Arseniatos, Fosfitos, Fosfatos, Sulfitos e Sulfetos 
Insolúveis de alcalinos e de 
amônio 
 
Fatores que influenciam na solubilidade dos sais 
Por que um sal é mais solúvel que outro? A solubilidade em água depende de alguns 
fatores: 
• A força de interação entre as partículas próximas do soluto; (interação soluto-soluto); 
• A força de interação entre as moléculas de água e as do soluto antes da dissolução; 
(interação soluto-solvente) 
• A força de interação entre as moléculas de água e as do soluto depois da dissolução 
(interação soluto-solvente) 
 
 
 
26 
 
3. Procedimento Experimental 
 
A) Ação de um campo elétrico 
1- Monte 3 buretas em suportes, colocando sob cada uma delas um béquer de 100 mL. 
2- Encha a primeira bureta com água, a segunda com álcool e a terceira com benzeno. 
3- Atrite um bastão de plástico (ou vidro) contra o cabelo ou contra papel secante. 
4- Abra a torneira da bureta com água, de forma a deixar correr um filete fino. 
5- Aproxime o bastão de vidro atritado deste filete. Anote suas observações. 
Repita o procedimento com a bureta que contém o álcool e com a que contém o benzeno. 
1- O comportamento observado foi o mesmo para as 3 substâncias? 
2- Utilize as fórmulas estruturais para tentar justificar o comportamento apresentado por cada 
substância. 
 
B) Solubilidade x polaridade 
Monte um conjunto com 6 buretas e coloque respectivamente em cada uma: água, álcool, 
acetona, óleo de soja, gasolina, benzeno. 
Utilizando 2 mL de cada substância, misture-as 2 a 2 em tubos de ensaio, até completar todas 
as combinações (tabelar), indicando se as misturas obtidas são homogêneas ou heterogêneas. 
 
C) Solubilidade x polaridade 
 Coloque 10 mL de água, álcool, benzeno em béqueres identificados. Acrescente a cada 
um deles, uma pequena quantidade (= 1 g) de NaCl e agite. 
O NaCl é um composto iônico ou molecular? Justifique. 
De acordo com a sua resposta anterior você é capaz de prever em qual solvente ele irá 
dissolver-se melhor? Qual? 
De acordo com os conceitos e com suas observações, indique o solvente mais polar e o 
mais apolar. 
Agora nestes mesmos béqueres acrescente um pequeno cristal de I2. Agite e observe. 
Você pode concluir que o I2 é polar ou apolar? 
Estimar no relatório o possível comportamento do NaCl e do I2 em acetona e 
querosene. Justifique. 
 
 
27 
 
EXPERIMENTO 5: Separação de misturas 
 
Objetivo: utilizar o método mais adequado para separar as misturas apresentadas. 
 
2. Introdução teórica 
 
2.1 Métodos Usuais de Separação dos Componentes de uma Mistura 
 
As misturas são comuns em nosso dia a dia; como exemplo temos as bebidas, os 
combustíveis e a própria terra em que pisamos. Poucos materiais são encontrados puros. 
Qualquer material feito de duas ou mais substâncias, que não são combinadas quimicamente, 
é uma mistura. 
O isolamento dos componentes puros, a partir de uma mistura, requer a separação de 
um componente do outro e vários métodos têm sido desenvolvidos com essa finalidade. 
Alguns se baseiam nas diferenças de propriedades físicas dos componentes da mistura; outros, 
nas diferenças de propriedades químicas ou de características químicas. 
Algumas das técnicas mais simples de separação dos componentes de misturas são: 
sublimação, extração, decantação, filtração e evaporação. 
 
A) Destilação 
Existem alguns tipos de destilação, tais como: destilação simples, destilação 
fracionada, destilação por arraste a vapor, dentre outros. O processo de destilação, 
independentemente do tipo, tem sido muito empregado para purificação de substâncias e para 
separação dos componentes de misturas. O processo de destilação se baseia na combinação 
sucessiva dos processos de vaporização e de condensação. 
 
A1) Destilação Simples 
O processo de destilação simples é um dos métodos mais comuns de purificação de 
líquidos. O esquema usado é o descrito na FIGURA abaixo e a destilação pode ocorrer num 
sistema fechado ou semi-aberto. 
A destilação é um método muito simples: um líquido é levado à ebulição tornando-se 
vapor, o qual é, então, condensado e retorna ao estado liquido: O liquido é coletado e 
armazenado. Os líquidos, ao serem aquecidos, têm a energia cinética de suas moléculas 
28 
 
gradativamente aumentada, fazendo com que algumas alcancem energia suficiente para 
escapar dafase líquida e passar para a fase vapor. 
 
FIGURA 1: Aparelhagem para destilação simples 
 
O vapor acima do líquido exerce uma pressão chamada de pressão de vapor. Quanto 
maior o número de moléculas que adquirem energia suficiente para escapar para a fase vapor, 
maior será a pressão de vapor dessas moléculas. Quando a pressão de vapor se iguala a 
pressão externa (pressão atmosférica) ocorre a ebulição. A temperatura em que ocorre a 
ebulição de um líquido é o ponto de ebulição. O liquido no frasco de destilação é aquecido à 
ebulição, o vapor alcança o condensador que está resfriado pela água corrente, condensa e 
retorna à fase liquida. Se a mistura tem um componente de baixo ponto de ebulição (uma 
substância volátil com uma alta pressão de vapor), ele destilará primeiro e pode ser coletado 
primeiro. Os compostos de ponto de ebulição mais altos (substâncias com baixa pressão de 
vapor) permanecem no frasco de destilação. Estes compostos só poderão ser destilados se a 
temperatura do sistema for aumentada. 
Quando a destilação é realizada à pressão atmosférica, em sistema aberto, o líquido 
destila no seu ponto de ebulição "normal". Entretanto, quando a ebulição ocorre em um 
sistema fechado, é possível mudar o ponto de ebulição do liquido pela redução da pressão no 
sistema; se a pressão é reduzida, utilizando-se uma bomba à "vácuo", o ponto de ebulição do 
liquido é reduzido. Assim, líquidos sensíveis ao calor, que se decompõem quando atingem o 
ponto de ebulição, à pressão atmosférica, destilam com mínima ou nenhuma decomposição à 
29 
 
pressão reduzida. Por exemplo, anilina, líquido orgânico, de fórmula C6H5NH2 pode ser 
destilada a 184oC (760mmHg) ou a 68oC (10 mmHg). 
 
B) Sublimação, Filtração e Evaporação 
 
B1) Sublimação – Processo que envolve o aquecimento de um sólido até que ele passe 
diretamente da fase sólida para fase gasosa. O processo inverso, o vapor passando para a fase 
sólida, sem passar pela fase líquida, é chamado de condensação. Exemplos de alguns sólidos 
que sublimam: iodo, cafeína, naftaleno (naftalina), p-diclorobenzeno, etc. 
 
B2) Filtração – Processo de separação entre um sólido e um líquido, pela utilização de filtros 
- material poroso que pode ser papel, carvão, areia, etc; esses materiais permitem que o 
líquido passe através deles separando-o do sólido. (FIGURA 2). 
 
B3) Evaporação - Processo através do qual, uma mistura é aquecida e o componente mais 
volátil deixa a mistura, permanecendo no recipiente, o componente menos volátil. 
 
 
FIGURA 2: Técnica de filtração 
 
 
3. Procedimento 
A- Sublimação do Iodo presente em uma mistura 
Coloque a cápsula de porcelana com a mistura para aquecer. Tampe a cápsula de 
porcelana com um funil de vidro tendo a sua extremidade fechada por algodão. Inicie o 
30 
 
aquecimento e observe por aproximadamente 2 minutos. Vire com cuidado o funil e 
acrescente um pouco de álcool no seu interior, anote as observações. 
 
B- Retirar o pigmento escuro da coca-cola 
Coloque em um béquer 20 mL de coca-cola e uma espátula de carvão ativado. Aqueça 
moderadamente e faça uma filtração comum. Verifique a cor do filtrado. 
 
C- Comprovação do CO2 da coca-cola 
Em um sistema fechado com dois tubos de ensaio e um tubo recurvado, coloque em 
um dos tubos uma amostra de coca-cola e no outro, solução de Ba(OH)2. Aqueça 
brandamente o tubo de ensaio que contém a coca-cola e observe o que ocorre no outro tubo. 
 
D- Dissolução Fracionada 
Você receberá uma mistura de 2 sólidos (NaCl e I2), tendo a sua disposição alguns 
materiais na bancada que são utilizados em um processo que é capaz de separar esta mistura. 
O seu grupo deverá optar pelo método mais conveniente possível. Faça o experimento e 
justifique a escolha do método. 
 
E) Destilação fracionada (demostrativo) 
 
Coloque 80 mL de vinho em uma 
proveta e transfira para um balão de findo 
chato, colocando algumas bolinhas de 
destilação. Monte o destilador (FIGURA 
ao lado). Acenda o bico de Bunsen e anote 
a temperatura a cada intervalo, tomando o 
cuidado para anotar a temperatura e o 
tempo para a obtenção da primeira gota do 
destilado. 
Continue anotando a temperatura até a temperatura de 80ºC, desligue o gás, espere 
gotejar e leia o volume do destilado obtido. 
Pesquisa 
1- Qual é o destilado obtido? 
2- Qual a % de álcool do vinho analisado? 
31 
 
EXPERIMENTO 6: Cálculo da densidade e do teor de álcool em gasolina 
 
1. Objetivo: Calcular a densidade de solução e verificar possível irregularidade em amostras 
de gasolina comercial 
 
2. Introdução teórica: 
A gasolina é um líquido volátil, inflamável, constituído por uma mistura extremamente 
complexa de hidrocarbonetos. Pode ser obtida através da destilação do petróleo, entretanto a 
crescente demanda mundial do combustível, devido ao surgimento do motor a explosão, 
promoveu o desenvolvimento e aperfeiçoamento de técnicas para se obter um maior 
rendimento na produção. 
A fração do petróleo que corresponde à gasolina apresenta faixa de ebulição entre 
40oC e 200oC, e é formada por hidrocarbonetos de composição variada (de 17 a 38 átomos por 
molécula), mas seu principal constituinte são os octanos (C8). 
A geometria molecular influi diretamente na polaridade das moléculas: se uma 
molécula tem dois átomos que "puxam" os elétrons com a mesma força essa molécula é 
apolar, pois não há formação de centros que concentram carga positiva e negativa. Se 
molécula é composta por átomos que puxam os elétrons com forças diferentes, ocorre a 
formação de pólos e então se diz que a molécula é polar. Dessa forma podemos atribuir que se 
o nº de nuvens em volta do átomo central for igual ao nº de átomos centrais que a cercam, a 
molécula é apolar, caso contrário é polar. 
A relação entre polaridade e solubilidade ocorre da seguinte maneira: substâncias 
polares tendem a serem solúveis em substâncias polares e substâncias apolares em substâncias 
apolares. Isso ocorre porque uma molécula polar possui o pólo positivo e o pólo negativo e 
esses pólos atraem os pólos opostos de outra molécula, dessa forma solubilizando com maior 
facilidade. A solubilidade entre substâncias apolares ocorre pelas forças de dipolo induzido. 
Isso explica a experiência da polaridade nas substâncias. 
 
3. Procedimento 
 
Pesar uma proveta vazia de 100,00 mL em balança semi-analítica. Coloque 50 mL de 
uma mistura de álcool e gasolina em uma proveta de 100 mL, acrescente 50 mL de uma 
32 
 
solução de água e NaCl. Pesar a proveta cheia. Observe o que ocorre, anote o resultado e faça 
a separação utilizando um funil de separação. 
• Calcular a densidade da gasolina. 
• Determine a % de álcool na gasolina usando o seguinte raciocínio: 
50 mL-----100% 
X mL----- P 
Verifique se o valor obtido está dentro do permitido por nossa legislação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
33 
 
EXPERIMENTO 7: Cromatografia em papel e giz 
 
1. Introdução: 
 
A cromatografia é um método físico-químico de separação. Ela está fundamentada na 
migração diferencial dos componentes de uma mistura, que ocorre devido a diferentes 
interações, entre duas fases imiscíveis, a fase móvel e a fase estacionária. A cromatografia em 
papel é uma técnica simples, utiliza pequena quantidade de amostra, tem boa resolução e 
aplica-se, de preferência, na separação e identificação de compostos polares como: 
antibióticos, ácidos orgânicos e íons metálicos. 
A separação ou distribuição dos componentes de uma mistura, na cromatografia líquido-
líquido em papel, relaciona-se com diferentes solubilidades relativas destes componentes, na 
fase móvel e fase estacionária. Os componentes menos solúveis na fase estacionária têm umamovimentação mais rápida ao longo do papel, enquanto que os mais solúveis na fase 
estacionária serão seletivamente retidos, tendo uma movimentação mais lenta A 
cromatografia em papel é muito útil para a separação e realização da análise qualitativa em 
função dos Rf , fatores de retenção, onde temos que: 
 
 Rf = distância percorrida pela substância 
 distância percorrida pela frente da fase móvel 
 
2. Procedimento Experimental: 
 
Coloque 60 mL da solução acetona/água (preparada na proporção 5:1 em volume) em 
um bequer de 500 mL. Coloque uma gota de cada solução apresentada (3%p/v e 2%p/v) no 
papel de filtro previamente cortado e marcado como do na figura abaixo. Feito isto, trabalhe 
com as três soluções em mistura, tendo o cuidado de colocar uma solução por vez, seque cada 
gota para depois colocar a próxima no mesmo papel. Prenda as duas extremidades do papel 
com cuidado, usando um grampeador, em seguida, coloque este papel no bequer com o 
eluente, de modo que a extremidade inferior mergulhe na fase móvel, e tampe. Quando a fase 
móvel atingir a linha de chegada, remova o papel do bequer e deixe secar ao ar ( pode-se usar 
um secador, na temperatura fria). Quando o papel estiver seco, borrife-o com a solução de 
34 
 
AgNO3 1,57%(p/v) que atua como revelador. Meça os valores de Rf para cada íon, utilizando 
a expressão dada. 
 
 
Figura. Modelo de papel para o experimento de cromatografia 
 
�Pesquise e responda: 
 
1) Forneça os conceitos usados em CP: suporte, fase móvel, fase estacionária, 
resolução, revelador. 
35 
 
EXPERIMENTO 8: O uso de indicadores ácido-base 
 
1. Objetivo: reconhecimento de ácidos e bases com indicadores 
 
2. Introdução teórica 
2.1 Indicadores de pH 
 
Inúmeros processos químicos, dependem diretamente do controle da concentração de 
íons H+ (pH) no meio reativo, este controle pode ser feito por potenciômetros. 
Para processos onde esta medida não seja adequada (uma reação com reagentes 
tóxicos, por exemplo) substâncias químicas que forneçam indicação visual são de extrema 
utilidade, substâncias estas chamadas indicadores. 
A primeira teoria sobre os indicadores, dita teoria iônica dos indicadores, é creditada 
a W. Ostwald (1894), tendo como base a teoria da dissociação eletrolítica iônica dos 
indicadores. Segundo esta, os indicadores são bases ou ácidos fracos cuja cor das moléculas 
não-dissociadas difere da cor dos respectivos íons. 
 
Cálculo do pH do indicador 
Pela teoria de Ostwald o indicador na forma ácida não dissociada (HIn) ou básica 
(InOH) teria uma cor diversa daquela que teriam seus íons. O comportamento destas 
moléculas pode ser resumido como: 
 
a) Indicadores Ácidos: possuem hidrogênio (s) ionizável (eis) na estrutura, quando o 
meio está ácido (pH<7), a molécula de indicador é "forçada" a manter seus 
hidrogênios devido ao efeito do íon comum, nesta situação a molécula está neutra. 
Quando o meio está básico (pH>7), os hidrogênios do indicador são fortemente 
atraídos pelos grupos OH- (hidroxila) para formarem água, e neste processo são 
liberados os ânions do indicador (que possuem coloração diferente da coloração da 
molécula). 
 
b) Indicadores Básicos: possuem o grupo ionizável OH- (hidroxila), portanto, em meio 
alcalino (pH>7) as moléculas do indicador "são mantidas" não-ionizadas, e em meio 
ácido (pH<7) os grupos hidroxila são retirados das moléculas do indicador para a 
36 
 
formação de água, neste processo são liberados os cátions (de coloração diferente da 
coloração da molécula). 
No entanto, a teoria iônica dos indicadores não oferece explicações sobre o 
mecanismo pelo qual as cores são produzidas ou deixam de existir. 
Aqui a teoria cromófora oferece uma explicação única para a formação das cores: "A 
coloração das substâncias deve-se à presença de certos grupos de átomos ou ligações duplas 
nas moléculas". 
Indicadores básicos, no entanto, tornar-se-ão menos sensíveis aos íons H+, assim, as 
zonas de transição tendem a ser deslocadas para valores mais baixos de pH (maior 
concentração de íons H+). 
Como esperado, os indicadores, sofrem influência da temperatura, os ácidos 
apresentam relativa grande constância de comportamento, o mesmo não acontecendo com os 
indicadores básicos, que com o aumento da temperatura tendem a perder a sensibilidade aos 
íons hidrogênio e conseqüente deslocamento para valores mais baixos de pH (ou seja, maiores 
concentrações de H+ ). Para exemplificar segue tabela comparativa (valores em meio aquoso): 
 
INDICADOR faixa de transição de pH a 18oC 
faixa de transição de 
pH a 100oC 
azul de timol 1,2 - 2,8 1,2 - 2,6 
tropeolina 00 1,3 - 3,2 0,8 - 2,2 
amarelo de metila 2,9 - 4,0 2,3 - 3,5 
alaranjado de metila 3,1 - 4,4 2,5 - 3,7 
azul de bromofenol 3,0 - 4,6 3,0 - 4,5 
verde de bromocresol 4,0 - 5,6 4,0 - 5,6 
vermelho de metila 4,4 - 6,2 4,0 - 6,0 
p-nitrofenol 5,0 - 7,0 5,0 - 6,0 
púrpura de bromocresol 5,2 - 6,8 5,4 - 6,8 
azul de bromotimol 6,0 - 7,6 6,2 - 7,8 
vermelho de fenol 6,4 - 8,0 6,6 - 8,2 
vermelho de cresol 7,2 - 8,8 7,6 - 8,8 
azul de timol 8,0 - 9,6 8,2 - 9,4 
fenolftaleína 8,0 - 10,0 8,0 - 9,2 
timolftaleína 9,4 - 10,6 8,6 - 9,6 
nitramina 11,0 - 13,0 9,0 - 10,5 
 
 
37 
 
Deve ser observado que outro importante fator será a adição de solventes não-aquosos 
visando a melhor visualização da viragem (a mudança de coloração da solução em análise) do 
indicador. Solventes como metanol, etanol e acetona produzem interessantes efeitos, para 
exemplo: 
Etanol: diminui a constante de ionização de ácidos e bases fracos, tendo como 
conseqüência o aumento da sensibilidade de indicadores ácidos ao íon hidrogênio. Observar 
que este efeito é genérico para solventes orgânicos, tendo suas zonas de transição deslocadas 
para valores mais altos de pH (menores concentrações de íons H+). 
Indicadores básicos, no entanto, tornar-se-ão menos sensíveis aos íons H+, assim, as 
zonas de transição tendem a ser deslocadas para valores mais baixos de pH (maior 
concentração de íons H+). 
Formas tautômeras: compostos que apresentam ligações duplas e/ou triplas cujas 
estruturas diferem grandemente, uma da outra, pela disposição dos átomos, mas que se 
encontram em equilíbrio. O mais comum tipo de tautomeria envolve a diferenciação das 
moléculas pela mudança do ponto de ligação de um átomo de hidrogênio: o equilíbrio tende 
para a forma em que o átomo de hidrogênio está ligado a um átomo de carbono em vez de 
tender a estar ligado a um átomo mais eletronegativo, como o oxigênio, ou seja, a forma ácida 
mais fraca tende a ser a mais estável. 
 
3. Procedimento (A) 
1- pegue dois suportes de tubos de ensaio, coloque em cada um deles, 9 tubos de ensaio, 
numere os tubos de cada suporte de 1 a 9 
2- para o primeiro suporte, pipete 5 mL de solução de HCl para cada tubo. Para o segundo 
suporte, pipete 5 mL de solução de NaOH para cada tubo. 
3- Nos tubos 1 coloque 4 gotas de fenolftaleína 
4- Nos tubos 2, coloque 4 gotas de vermelho congo 
5- Nos tubos 3, coloque 4 gotas de metilorange 
6- Nos tubos 4, coloque um pedacinho de papel tornassol azul 
7- Nos tubos 5, coloque um pedacinho de papel tornassol vermelho 
8- Nos tubos 6, coloque um pedacinho de papel universal 
9- Nos tubos 7, coloque 6 gotas do indicador natural I 
10- Nos tubos 8, coloque 6 gotas do indicador natural II 
11- Nos tubos 9, coloque 6 gotas do indicador natural III 
 
38 
 
 
 
 Meio Ácido Meio Básico 
Fenolftaleína 
Vermelho congo 
Alaranjado de metila 
Vermelho de cresol 
Azul de bromotimol 
Papel tornassol azul 
Papel tornassol vermelho 
Papel universal 
Indicador I 
Indicador II 
Indicador III 
 
 
Pesquise:1- Qual o conceito de ácidos e bases de Arrhenius, Bronsted-Lowry e de Lewis? 
 
4. Procedimento (B) - Opcional 
 
4.1 Solução de pH conhecido e Indicador 
 
1. Partindo de uma solução de HCl 0,100 molL-1 prepare, por diluição, 50 mL de 
soluções: 0,0100 molL-1; 0,00100 mol.L-1 e 0,000100 mol.L-1 (mostrar os cálculos e 
utilizar as unidades corretamente). 
Dica: 
• 50 mL de solução HCl 0,01 molL-1 = 5 mL de solução 0,1 molL-1 + 45 mL de água; 
• 50 mL de solução de HC 0,001molL-1 = 5 mL de solução 0,01 molL-1 + 45 mL de água; 
• 50 mL de solução de HCl 0,0001molL-1 = 5 mL de solução 0,001 molL-1 + 45 mL de água 
2. Partindo de uma solução de NaOH 0,100 molL-1 prepare, por diluição, 50 mL de 
soluções: 0,0100 molL-1; 0,00100 mol.L-1 e 0,000100 mol.L-1 (mostrar os cálculos e 
utilizar as unidades corretamente). 
39 
 
3. Calcular o pH das soluções dos itens 1 e 2; 
4. Preparar uma bateria de 8 tubos de ensaio limpos e coloque 5 mL de cada uma das oito 
soluções anteriores (item 1 e 2), identificando cada tubo pelo pH. Adicione em cada 
tubo uma gota do indicador violeta de metila. Observe as cores e guarde a bateria; 
5. Prepare uma nova bateria de oito tubos de ensaio e adicione uma gota de alaranjado de 
metila em cada tubo; 
6. Repita este procedimento com outros indicadores, a saber: vermelho de metila, azul de 
bromotimol, vermelho de bromocresol, fenolftaleína e amarelo de alizarina R. 
As baterias das soluções com as cores características das viradas de pH serão utlizadas como 
padrão para medida aproximada do pH de soluções 
 
7. Prepare agora uma solução 0,100 mol.L-1 de ácido acético (100 mL) por diluição de 
uma solução 1 mol.L-1; 
8. Pegue alíquotas de 5 mL desta solução e coloque em tubos de ensaio (total de 7 tubos 
de ensaio, 1 para cada indicador); 
9. Adicinone a cada tubo uma gota de cada um dos indicadores usados anteriormente; 
10. Estime o pH, por comparação, com as cores da bateria de soluções de referencia; 
11. Repita o mesmo procedimento dos itens 7 e 8 com a base hidróxido de amônio. 
Compare as cores. 
12. Determine o pH das soluções ácidas e básicas preparadas nos itens 1 e 2 utilizando 
papel indicador universal. Para isto, introduzir um bastão de vidro limpo na solução 
colocando a seguir e extremidade do bastão em contato com uma pequena tira de 
papel indicador. Verificar a cor produzida e o pH correspondente, comparando com a 
tabela de cores da embalagem do papel. 
 
 
 
 
40 
 
EXPERIMENTO 9: Síntese do NaCl 
 
1. Objetivo: Preparar o cloreto de sódio 
 
2. Introdução: 
O cloreto de sódio, popularmente conhecido como sal ou sal de cozinha, é uma substância 
largamente utilizada formada na proporção de um átomo de cloro para cada átomo de sódio. A 
sua fórmula química é NaCl. O sal é essencial para a vida animal e é também um importante 
conservante de alimentos e um popular tempero (FIGURA 1). 
O sal é produzido em diversas formas: sal não refinado (como o sal marinho), sal refinado 
(sal de cozinha), e sal iodado. É um sólido cristalino e branco nas condições normais. 
Cloreto de sódio e íons são os dois principais componentes do sal, são necessárias para a 
sobrevivência de todos os seres vivos, incluindo os seres humanos. O sal está envolvido na 
regulação da quantidade de água do organismo. O aumento excessivo de sal causa risco de 
problemas de saúde como pressão alta. 
 
FIGURA 1: Estrutura cristalina do NaCl 
 
Atualmente a água do mar, lagos, rios e rochas que podem conter sal. Seu processo de 
fabricação é é físico e não químico, dando-se por dissolução de sal gema com água quente 
injetada nas jazidas para a produção de salmoura. Após, procede-se a concentração, etapa que 
também é realizada com a água do mar e de lagos salgados, a cristalização do cloreto de sódio e 
a colheita e sua lavagem, e se adequado, refino e adição de compostos contendo iodo para o 
consumo humano. 
Cloreto de sódio para uso industrial é obtido por processos mais complexos e cuidadosos que 
incluem etapas como as seguintes: 
41 
 
• Evaporação e concentração da salmoura por evaporação da salmoura de NaCl em 
instalações de duplo e simples efeito. Nas plantas deste processo, que incluem a produção 
conjunta de carbonato de sódio a fonte do vapor necessário é, na quase totalidade, obtido 
por um recuperador de vapor, dos líquidos quentes provenientes da fabricação de 
carbonato de sódio. 
• Decantação e centrifugação dos cristais obtidos de cloreto de sódio, quando a suspensão 
de cristais obtida é decantada e separa-se a fase líquida ("águas mães"). A fase mais densa 
é centrifugada, sendo separadas as restantes águas mães e obtem-se o cloreto de sódio 
úmido, com teor de água de 2 a 3%. 
• Secagem e peneiração do sal quando a secagem em leito fluidizado e a obtenção de 
granulação adequada por peneiração alimentam o processo de embalagem e o 
carregamento a granel do produto acabado. 
Embora a maioria das pessoas esteja familiarizada com os vários usos do sal na culinária, 
desconhece que a substância é utilizada em várias outras aplicações, como a manufatura de papel 
e a produção de sabão e detergentes. 
No norte dos Estados Unidos da América e na Europa, grandes quantidades de sal são 
utilizadas para limpar as rodovias do gelo durante o Inverno. 
É utilizado em larga escala na produção de hidróxido de sódio, cloro, hidrogênio e 
indiretamente ácido clorídrico por eletrólise de sua solução aquosa (processo cloro-álcali). 
O sal também é utilizado para a produção de gás cloro e de sódio metálico, através da 
eletrólise ignea. Além disso, este mineral é o de maior utilidade aplicada entre todos, sendo 
utilizado em mais de 16 mil formas diferentes. [ 
 
3. Procedimento: 
 
1. Pese, em balança semi-analítica, uma cápsula de porcelana e um vidro de relógio (juntos). 
2. Pese, na cápsula, aproximadamente 1,00 g de bicarbonato de sódio; anote o peso. 
3. Adicione ao NaHCO3 10 mL de água destilada, medida com uma proveta e cubra a cápsula 
com o vidro de relógio. 
4. Levantando ligeiramente o vidro de relógio, adicione, por meio de um conta-gotas, ácido 
cIorídrico 6 M, gota a gota, 3 gotas por vez, até que uma nova adição não mais provoque 
efervescência.. 
42 
 
5. Lave cuidadosamente a face inferior do vidro de relógio, com água destilada, usando para tal 
uma pisseta. A água de lavagem deve ser recolhida na cápsula. 
6. Retire o vidro de relógio e aqueça a cápsula suavemente, com bico de Bunsen e tela de 
amianto, a fim de evaporar a água. Quando o sal estiver começando a cristalizar, recoloque o 
vidro de relógio sobre a cápsula, pois a partir deste momento há uma tendência de gotas da 
solução saltarem (fenômeno da crepitação) para fora da cápsula.. 
7. Continue o aquecimento até não haver mais água na cápsula e no vidro de relógio. 
8. Deixe esfriar e pese o conjunto cápsula + vidro de relógio + sal. 
9. Calcule o rendimento da preparação. 
10. Realize testes analíticos com o produto obtido: teste de chama (para Na+) e reação com 
nitrato de prata (para Cl-). Para ambas as experiências dissolva uma ponta de espátula do cloreto 
de sódio em cerca de 2ml de água destilada.. Leve uma gota desta solução à chama azul do bico 
de Bunsen por meio de um fio de níquel-cromo e observe a coloração que a chama assume. Em 
seguida adicione à solução algumas gotas de uma solução de nitrato de prata. Observe o 
precipitado. Depois, exponha o tubo à luz e o observe novamente. Interprete os resultados. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
43 
 
EXPERIMENTO 10: Síntese do CuSO4.5H2O 
 
1. Objetivo: Síntetizar o sulfato de cobre II penta-hidratado 
 
2. Procedimento 
 
1. Pese cerca de 1,00g de CuO diretamente num bequer de 100mL. 
2. Em um erlenmeyer de 50 mL, adicione 5mL de água destilada, e em seguida 2,5 mL de ácido 
sulfúrico concentrado, medidos com uma pipeta graduada, sob agitação e lentamente. 
CUIDADO: A aspiração do ácido na pipeta deve ser feita usando uma seringa. 
3. Transfira lentamente a solução de ácido do erlenmeyer para o bequer contendo o CuO. Use um 
bastão de vidro para a transferência da solução, e agitação da mesma durante a reação. 
4. Aqueça a mistura resultante com bico de gás sobre tela de amianto, até dissolução total do 
sólido. Observe a mudança de cor. 
5. Deixe a solução em repouso até que esfrie à temperatura ambiente. Adicione então mais 5mL 
de água destilada à solução e aqueça novamente até a ebulição. 
6. Filtre a solução a quente, usando técnica de filtração simples com filtro de papel pregueado; 
aqueça previamente o conjunto funil-papel de filtro, pela passagem, através deste, de certa 
quantidade de água fervente. 
7. Após resfriamento da solução, colocar o bequer em banho de gelo, deixando até que não se 
observe mais formação de cristais. 
8. Filtre a mistura usando técnica de filtração a vácuo. Lave os cristais com etanol gelado até 
eliminação do ácido sulfúrico. OBSERVAÇÃO: Solte a mangueira do vácuo antes de cada 
lavagem. 
9. Seque os cristais durante alguns minutos, mantendo-os sob sucção. 
10. Passe os cristais para um vidro de relógio previamente pesado. Use a bagueta com ponta de 
borracha para auxiliar a transferência. Anote a massa (m1). 
11. Deixe os cristais secarem ao ar por 10 minutos, e pese o conjunto novamente (m2). Se 
m1=m2, calcule o rendimento do processo. Caso contrário, seque e pese novamente os cristais, 
até as duas últimas pesagens serem iguais. 
 
O relatório deve conter: 
1. Todas as equações químicas envolvidas no experimento. 
2. Calcule o rendimento da síntese do sal preparado. 
 
44 
 
EXPERIMENTO 11: Concentração de soluções e diluição 
 
 
1. Objetivo 
Preparação de soluções diluídas de ácidos, bases fortes e sais. 
 
2. Introdução 
2.1 Soluções 
Uma solução é uma dispersão homogênea de duas ou mais espécies de substâncias 
moleculares ou iônicas. É um tipo especial de mistura, em que as partículas dispersas são de 
tamanho molecular. Em química, trata-se principalmente das soluções no estado líquido, 
constituídas por gases, líquidos ou sólidos, dispersos em um líquido. 
Os componentes de uma solução são denominados de solvente e soluto, onde o solvente é 
o componente mais abundante. De acordo com a quantidade de soluto x solvente, as soluções 
podem ser classificadas em: 
• soluções diluídas 
• soluções concentradas 
• soluções saturadas 
• soluções supersaturadas 
O ponto de saturação depende do soluto, do solvente, e das condições físicas, como 
temperatura e pressão. A quantidade de uma substância necessária para saturar uma quantidade 
padrão (100 g) de um solvente em uma dada pressão e temperatura, é chamada coeficiente ou 
grau de solubilidade. O gráfico que apresenta o coeficiente de solubilidade de uma substancia em 
função da temperatura, chama-se curva de solubilidade e é de grande importância nas soluções 
de sólidos em líquidos. 
Uma vez que as quantidades dos solventes e de soluto podem ser medidas em peso, 
volume ou número de moles há diversos métodos para descrever suas concentrações, tais como: 
C – concentração comum 
C ou M – concentração molar ou molaridade 
� – título 
W – molalidade 
X – fração molar 
3. Procedimento: 
45 
 
 
A) PREPARAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO DE BASE FORTE 
 
Calcula-se a massa necessária para se obter 0,25 L de uma solução 0,2 M de NaOH. Com 
o auxílio de um vidro de relógio pese-se corretamente a massa e transporte-a, utilizando para esta 
operação um bastão de vidro, para um béquer, tomando o cuidado de não deixar nenhum resíduo 
de NaOH no vidro de relógio. Para tanto, jogue água destilada sobre o mesmo fazendo com que 
ela caia dentro do béquer. Acrescente água destilada até a marca de 100 mL do béquer e agite até 
a dissolução completa do NaOH. Transporte o conteúdo do béquer para um balão volumétrico 
tendo-se o cuidado de não perder nenhuma parte desta solução ao fazer esta operação. A seguir 
complete com água destilada, até a aferição do balão e agite para homogeneizar a solução 
preparada. Esta deve ser armazenada em um frasco coletor ideal para cada tipo de solução 
preparada. Deve-se proceder da seguinte maneira: coloca-se um pouco da solução preparada no 
frasco coletor e agita-se para enxaguar totalmente. Esta quantidade de solução deve ser 
desprezada. Em seguida transporta-se a solução para o frasco coletor, devidamente etiquetado. 
 
B) PREPARAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO DE ÁCIDO FORTE 
 
Determine, partindo-se da densidade e do titulo, a molaridade do HCl. Com este dado e a 
equação fundamental de diluição de soluções, calcule o volume de acido necessário para se 
preparar uma solução 0,2 mol/L de HCl. Com o auxilio de uma pipeta, transporte para um 
béquer, com 40 mL de água destilada no seu interior, o volume de HCl concentrado calculado 
anteriormente. Agite a solução até homogeneização total e faça sua transferência para um balão 
volumétrico. Complete o volume e torne a agitar. Em seguida transporte essa solução para o 
frasco coletor (previamente preparado), devidamente etiquetado. 
 
C) PREPARAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO DE UM SAL 
 
Calcula-se a massa necessária para se obter 0,25 L de uma solução 0,2 M de 
CuSO4.5H2O. Com o auxílio de um vidro de relógio pese-se corretamente a massa e transporte-a, 
utilizando para esta operação um bastão de vidro, para um béquer, tomando o cuidado de não 
deixar nenhum resíduo no vidro de relógio. Para tanto, jogue água destilada sobre o mesmo 
fazendo com que ela caia dentro do béquer. Acrescente água destilada até a marca de 100 mL do 
46 
 
béquer e agite até a dissolução completa do sal. Transporte o conteúdo do béquer para um balão 
volumétrico tendo-se o cuidado de não perder nenhuma parte desta solução ao fazer esta 
operação. A seguir complete com água destilada, até a aferição do balão e agite para 
homogeneizar a solução preparada. Esta deve ser armazenada em um frasco coletor ideal para 
cada tipo de solução preparada. Deve-se proceder da seguinte maneira: coloca-se um pouco da 
solução preparada no frasco coletor e agita-se para enxaguar totalmente. Esta quantidade de 
solução deve ser desprezada. Em seguida transporta-se a solução para o frasco coletor, 
devidamente etiquetado. 
 
D) DILUIÇÃO DAS SOLUÇÕES 
 
 Das soluções preparadas anteriormente, fazer as seguintes diluições: 
• 1:10 (volume) 
• 1:100 (volume) 
• 0,05 mol.L-1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
47 
 
EXPERIMENTO 12: Preparação e padronização de NaOH 0, 1 mol.L-1 
 
1. Objetivo: Preparar e padronizar uma solução de NaOH 0,1 mol.L-1 utilizando um padrão 
primário. 
 
2. Introdução: 
 
2.1 Titulação 
 
 Uma titulação é um processo em que se determina a quantidade de uma substancia em 
solução, medindo-se a quantidade necessária de um reagente para reagir completamente com 
toda a substancia. Normalmente, isto é feito adicionando-se, controladamente, um reagente de 
concentração conhecida à solução da substancia, ou vice-versa, até que se julgue que ela reagiu 
por completo. A FIGURA 1 ilustra as vidrarias e o procedimento para realizar a titulação ácido-
base 
 
 
 
FIGURA 1: Procedimento para realizar a titulação 
 
Então, através do volume de reagente adicionado e da sua concentração, determina-se a 
quantidade de matéria de reagente consumido; em seguida, através da estequiometria da reação 
48 
 
(equação balanceada), determina-se a quantidade de matéria da substancia e, se conhecido o 
volume de solução que a continha, a concentração da solução. 
 Um reagente cuja quantidade de matériaé exatamente conhecida chama-se de solução 
padrão. A concentração de uma solução padrão é obtida por dois modos: 
a) Preparando-se uma solução de volume exatamente conhecido, utilizando-se uma porção 
cuidadosamente pesada de um reagente puro – padrão primário (método direto). 
b) Determina-se qual o seu volume necessário para neutralizar uma quantidade de matéria 
exatamente conhecida (cuja massa foi cuidadosamente pesada) de um padrão primário 
(método indireto) 
No primeiro caso, obtém-se uma solução conhecida como solução padrão primária; no 
segundo caso, uma solução padrão secundária. 
 
2.2. Padrão primário 
 
 Os requisitos mais importantes que uma substância deve cumprir para poder ser utilizada 
como padrão primário são os seguintes: 
a) Deve ter sua pureza perfeitamente conhecida (eventuais impurezas devem ser inertes em 
relação à reação desejada) 
b) Deve ser estável nas temperaturas necessárias para secá-la numa estufa. 
c) Deve permanecer inalterada em contato com o ar durante a pesagem, isto é, não deve ser 
higroscópica (que absorve a água do ar), nem reagir com o oxigênio ou com o dióxido de 
carbono à temperatura ambiente. 
d) Deve reagir quantitativamente com a substancia a ser padronizada, isto é, a reação deve ser 
sensível, rápida, completa e estequiométrica. 
e) Deve, preferencialmente, ter uma massa molar elevada, o que permitirá que eventuais erros 
de pesagem sejam sempre inferiores aos erros de leitura de escalas de buretas. 
 
2.3. Indicadores 
 
 Existe uma serie de corantes orgânicos que apresentam uma cor em solução acida e outra 
cor diferente em solução básica. Assim eles podem ser utilizados para assinalar quando a reação 
de neutralização ocorreu totalmente; daí que são denominados indicadores. A tabela seguinte 
49 
 
mostra alguns dos principais corantes utilizados em titulação e suas respectivas cores em meio 
acido e básico. 
 
Tabela 1: Indicadores ácido-base as respectivas faixas de viragem de cores. 
Indicador Cores 
Azul de bromotimol Amarelo (pH < 6,0) Azul (pH > 7,8) 
Azul de timol Vermelho (pH < 1,2) Amarelo (pH > 2,8) 
Fenolftaleína Incolor (pH < 8,0) Vermelho (pH > 9,8) 
Verde de bromocresol Amarelo (pH < 3,8) Azul (pH > 5,4) 
Vermelho de cresol Vermelho (pH < 0,2) Amarelo (pH > 1,8) 
 
 
3. Procedimento para padronização 
 
 Preencha todo o volume da bureta (50 mL) com a solução previamente preparada de 
0,1 mol.L-1 de NaOH, observando corretamente o menisco, pois a precisão no volume é 
fundamental. Pese cuidadosamente uma massa entre 0,7800 – 0,8600 g do padrão primário 
(ftalato acido de potássio, massa molar: 204,21 g/mol). Anote o valor desta massa. Usando um 
frasco de Erlenmeyer dissolva essa massa em 20,0 mL de água destilada. Como é usado o 
método indireto para padronizar a base, note que não é necessário conhecer o volume desta 
solução de ftalato acido de potássio, somente a massa do sal. Adicione à solução de ftalado acido 
de potássio 3 gotas do indicador fenolftaleina. 
 Antes de iniciar a titulação, anote o valor na escala de volume da bureta correspondente à 
posição do menisco (V0). Agitando-se a solução no de Erlenmeyer com um movimento circular 
constante (o professor lhe mostrará como fazer isto), goteje lentamente a solução de base sobre a 
solução de ftalato, até que o indicador mude de cor. Tão logo o indicador mude de cor, cesse a 
adição da base e anote o novo valor correspondente à nova posição do menisco (Vf). A diferença 
entre V0 e Vf corresponde ao volume da solução de base gasto para reagir com a solução de 
ftalato acido de potássio. Neste ponto o numero de mols do ftalato acido de potássio será igual a 
numero de mols de NaOH. Com isto, calcule a concentração exata da solução de NaOH. 
Determine o fator f. 
 
 
50 
 
EXPERIMENTO 13: Preparação e padronização de HCl 0,1 mol.L-1 
 
1. Objetivo: Preparar e padronizar uma solução de ácido forte, HCl 0,1 mol.L-1 utilizando um 
padrão secundário 
 
2. Procedimento para padronização 
 
 Utilizando como padrão secundário a solução de NaOH padronizada anteriormente, faça 
a padronização da solução de acido. Para isto, transfira 20,0 mL da solução do acido para o 
frasco e Erlenmeyer, utilizando uma pipeta volumétrica. Complete o volume da bureta com a 
solução padrão de NaOH. Adicione 3 gotas de fenolftaleina no Erlenmeyer e proceda à titulação 
do mesmo modo que na titulação com ftalato acido de potássio anterior. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
51 
 
 
EXPERIMENTO 14: Preparação de um precipitado e filtração a vácuo 
 
1. Objetivo: preparar corretamente um precipitado cristalino. 
 
2. Introdução 
Quando a adição de uma solução à outra provoca uma reação química, o estado final terá 
propriedades diferentes daquelas das soluções que reagiram. Isto pode ser observado no 
laboratório, pela formação de um sólido insolúvel, pela evolução de gás, pela mudança de 
coloração, pelo odor, etc. 
Quando da formação de um sólido insolúvel, também chamado de precipitado, deve-se 
dar especial atenção às fases sólida e líquida, podendo-se separa-las através da filtração. A 
solução que passa através do papel de filtro é recolhida num recipiente e é chamada de filtrado, a 
fase retida no papel é o precipitado. 
Os precipitados podem ser classificados em cristalinos, gelatinosos e grumosos, cujas 
características físicas dependem não somente da natureza da substância, mas também das 
condições em que se processa a precipitação, do tempo decorrido desde a adição do precipitante 
e do tratamento dado ao precipitado após a sua formação. 
 
3. Procedimento 
 
A) preparação de um precipitado cristalino 
Pipetar 10 mL de Pb(NO3)2 e transporte para um béquer de 50 mL, acrescente vagarosamente 
12 ml de KI para não haver maior concentração de reagentes em certos pontos da solução, 
abaixando assim o rendimento do experimento. Esta etapa deve ser realizada lentamente e 
sob constante agitação. Para que haja formação de um precipitado de cristais maiores, em 
menor tempo, aquece-se brandamente a solução por 3 a 4 minutos, sem deixar entrar em 
ebulição. 
 
B) Filtração a vácuo 
Inicialmente pesa-se o papel de filtro, monta-se o sistema de filtração e inicia-se a filtração. 
Em seguida, lava-se o precipitado 3 vezes com água destilada (regra de lavagem: sempre 
lavar 3 vezes com pouca água, em torno de 5 mL; isto garante uma lavagem eficiente) para 
52 
 
retirar as impurezas contidas no mesmo. Com o auxílio de uma pinça coloca-se o papel de 
filtro em uma cápsula de porcelana e levar a estufa para secar, depois de seco leva-o ao 
dissecador e em seguida pesa-se o papel de filtro com o precipitado. 
 
Questões: 
Qual é a melhor técnica para se obter um precipitado cristalino? 
Quais os cuidados necessários que se deve ter para obter um precipitado? 
Por que nesse caso foi necessário aquecimento? E quando não é necessário? 
Por que é necessário lavar o precipitado? 
Em que facilita a filtração à vácuo? 
Forneça a equação das eventuais reações ocorridas? 
 
4. Recristalização 
 
5. Objetivo: purificar um sal através do processo de recristalização 
 
6. Introdução 
Quando usamos o termo dissolver, queremos dizer o processo de produzir uma solução. 
Geralmente o componente da solução presente em grandes quantidades é chamado de solvente, e 
as substâncias dissolvidas são os solutos. A recristalização ocorre quando o soluto se separa da 
solução como cristais, muitas vezes por evaporação do solvente. Na precipitação, o soluto se 
separa muito rapidamente da solução, que não há tempo para formar um único cristal. 
Diminuindo a temperatura facilitamos esta separação pois diminuímos, muitas vezes, a 
solubilidade. Este é considerado um processo de purificação de substâncias. 
 
7. Procedimento