Apostilha de Laboratório de química Geral

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UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO SEMI-ÁRIDO 
DEPARTAMENTO DE AGROTECNOLOGIA E CIÊNCIAS SOCIAIS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
DISCIPLINA: LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL 
 
 
Professores: 
Francisco Klebson Gomes dos Santos 
Maria Valderez Ponte Rocha 
Marta Ligia Pereira da Silva 
Zilvam Melo dos Santos 
 
 
 
Mossoró/RN 
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AULA 01 
 
1 - SEGURANÇA NO LABORATÓRIO 
 
 
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 de 
Laboratório de Química Geral: 
 
- O prazo de tolerância para o atraso nas aulas práticas é de 10 minutos, após esse 
prazo o aluno não poderá assistir à aula. No início de cada aula prática o professor fará 
uma explanação teórica do assunto e discutirá os pontos relevantes, inclusive em relação 
à segurança dos experimentos. Um aluno que não tenha assistido a uma parte dessa 
discussão irá atrasar seus colegas e até colocar em risco a sua segurança. 
 
- É proibido o uso de “short” e “mini-saias” durante as experimentações. Usar de 
preferência uma calça e calçado fechado. Essa é uma norma de segurança, uma vez que 
uma calça e sapatos fechados protegem a pele de eventuais contatos com reagentes 
danosos. 
 
- O uso de bata é obrigatório durante a aula prática. A bata é um equipamento de 
proteção individual indispensável ao experimentador. 
 
- Não serão toleradas brincadeiras durante as aulas práticas, o grupo deve se 
concentrar na realização das atividades propostas, pois o tempo é exíguo e a 
experimentação exige atenção. Aliás, vários acidentes em laboratórios de ensino advêm 
da falta de atenção do aluno experimentador. 
 
- Cada grupo será responsável pelo material utilizado durante a aula prática, ao final 
da experiência o material deverá ser lavado, enxaguado com água destilada e ordenado 
na bancada, exatamente da forma como foi inicialmente encontrado. 
 
- O aluno deverá apresentar o pós-laboratório da aula prática anterior para efeito da 
pontuação referente às aulas práticas. 
 
- Caso o aluno falte a uma aula prática não haverá reposição da mesma. Isso 
acarretará a perda da pontuação referente a essa aula. 
 
- Em cada avaliação será atribuída uma pontuação de 6,0 (seis pontos) para a prova 
escrita e uma pontuação de 4,0 (quatro pontos) referente à participação do aluno nas 
aulas práticas e entrega dos pós-laboratório. 
 
- Sempre usar bata e outros equipamentos de proteção individual necessários (óculos 
de proteção, máscara, luvas, etc.), quando estiver realizando uma experiência. 
 
2 
 
- Nunca realizar experiências que não estejam no roteiro, pois pode ocorrer a 
liberação de gases perigosos, explosões, ejeção violenta de líquidos, etc. 
 
- Quando da diluição de um ácido concentrado, adicionar sempre o ácido à água, 
lentamente, se possível com resfriamento do recipiente onde se realiza a diluição. 
Nunca adicionar água a um ácido concentrado! 
 
- Quando do aquecimento de uma substância em um tubo de ensaio, observar que a 
boca do tubo não esteja direcionada para alguém, pois pode ocorrer uma ejeção de 
líquido quente. 
 
- Os frascos contendo reagentes devem ser identificados sempre. Indicar o nome da 
substância, sua concentração, o nome do responsável e a data da fabricação. 
 
- Nunca aquecer uma substância inflamável em chama direta, usar sempre um 
aquecedor elétrico ou uma manta de aquecimento. 
 
- Não sentir o odor de uma substância colocando diretamente o nariz sobre o frasco 
que o contém. Deve-se, com a mão, fazer com que o odor seja deslocado até o olfato do 
experimentador. 
 
 
2 - SELEÇÃO E MANUSEIO DE REAGENTES E PRODUTOS QUÍMICOS 
 
2.1 - Classificação dos Produtos Químicos 
2.1.1 - Grau do Reagente 
 Os produtos químicos de grau reagente estão de acordo com os padrões mínimos 
estabelecidos pelo Comitê de Reagentes Químicos da American Chemical Society 
(ACS) e são utilizados onde for possível no trabalho analítico. Alguns fornecedores 
rotulam seus produtos com os limites máximos de impureza permitidos pelas 
especificações da ACS; outros mostram nos rótulos as concentrações verdadeiras para 
as várias impurezas. 
2.1.2 - Grau-Padrão Primário 
Os reagentes com grau padrão primário foram cuidadosamente analisados pelo 
fornecedor e a dosagem está impressa no rótulo do frasco. O Instituto Nacional de 
Padrões e Tecnologia dos Estados Unidos (National Institute of Standards and 
Technology - NIST) é uma fonte excelente de padrões primários. 
2.1.3 - Reagentes Químicos para Uso Especial 
Os produtos químicos que tenham sido preparados para uma aplicação específica 
também estão disponíveis. Entre eles estão incluídos os solventes para 
espectrofotometria e para cromatografia líquida de alta eficiência. As informações 
pertinentes ao uso pretendido são fornecidas juntamente com esses reagentes. 
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AULA 02 
 
EQUIPAMENTOS E VIDRARIAS UTILIZADOS EM LABORATÓRIO DE 
QUÍMICA 
 
 
Vários equipamentos e vidrarias são utilizados em um laboratório de Química e o 
manuseio adequado destes é fundamental para o analista. Porém, o completo domínio 
de sua manipulação advém da experiência adquirida com sua utilização. O quadro 
abaixo relaciona alguns equipamentos de uso comum no laboratório e suas aplicações. 
 
 
Tubo de ensaio: 
Usado 
principalmente 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. 
 
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. 
 
Cadinho de 
porcelana:Usado para 
aquecimentos à seco 
no bico de Bunsen e 
Mufla. 
 
 
Pinça de madeira: Usada para 
segurar tubos de ensaio em 
aquecimento no bico de Bunsen. 
4 
 
 
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. 
 
Funil de decantação: 
Usado para separação 
de líquidos imicíveis. 
 
Funil de decantação: Usado 
para separação de líquidos 
imicíveis. 
 
Almofariz e pistilo: 
Usado para triturar e 
pulverizar sólidos. 
 
Placa de Petri: 
usada para fins 
diversos. 
Tripé de ferro: Usado 
para sustentar a tela de 
amianto. 
.Pisse
ta: 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. 
 
Vidrode relógio: 
Usado para cobrir 
beckers em 
evaporações, pesagens 
etc 
 
 
 
 
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: Usado para 
filtração a vácuo. 
 
Garra metálica: Usada em 
filtrações, sustentação de peças, 
tais como condensador, funil de 
decantação e outros fins. 
 
 
Suporte universal. 
 
Anel para funil 
 
Mufa: Suporte para a 
garra de condensador. 
 
Escova de limpeza: 
Usada para limpeza de 
tubos de ensaio e 
outros materiais. 
 
Escova de limpeza: Usada para 
limpeza de tubos de ensaio e 
outros materiais. 
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Espátulas: Usada 
para transferência de 
substâncias sólidas. 
 
Bastão de vidro: 
Usado para agitar 
soluções, 
transporte de 
líquidos na 
filtração e outros 
 
Pêra: Usada para 
pipetar soluções. 
 
 
Mufla: Usada para 
calcinações (até 
1500°C) 
 
 
Estufa: Usada para secagem de 
materiais (até 200 °C). 
 
Pinça de Hoffman: 
Usada para impedir 
ou diminuir fluxos 
gasosos. 
 
Condensador: 
Usado para 
condensar os 
gases ou vapores 
na destilação 
 
Condensador: Usado 
para condensar os 
gases ou vapores na 
destilação. 
 
Condensador: Usado 
para condensar os 
gases ou vapores na 
destilação. 
Sistema de destilação: Usado na 
separação de duas ou mais 
substâncias com base em suas 
diferentes volatilidades. 
 
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. 
 
1) Bico de Bunsen e estudo da chama 
Para obter calor nas experiências em laboratório usa-se comumente um aparelho 
denominado bico de Bunsen. Neste aparelho, cujo esquema aparece na Figura 1 abaixo, 
a mistura gás-ar é queimada no tubo, gerando uma chama que pode ser de combustão 
completa (azulada) ou incompleta (amarelada). 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 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. 
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Figura 1: Representação do bico de Bunsen. 
2) 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 altamente exatas. 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 deve realizar pesagens de produtos químicos diretamente sobre o 
prato da balança. Costuma-se usar um vidro de relógio ou outra vidraria. 
 
 
Figura 2: Balança analitica com a vidraria adequada para realização de pesagens. 
 
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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 semimicroanalíticas 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. Conseqüentemente, essa 
balança substituiu rapidamente a anterior na maioria dos laboratórios. A balança de 
prato único está sendo substituída atualmente pela balança analítica eletrônica, que não 
tem braço nem cutelo. 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 desaparecer de cena. 
 
A Balança Analítica Eletrônica 
 
A Figura abaixo apresenta o diagrama e a foto de uma balança analítica eletrônica. O 
prato situa-se acima de um cilindro metálico oco que é circundado por uma bobina que 
se encaixa no pólo interno de um ímã permanente. Uma corrente elétrica percorre a 
bobina e produz um campo magnético que segura, ou levita, o cilindro, o prato, o braço 
indicador e qualquer massa que esteja no prato. A corrente é ajustada para que o braço 
indicador fique na posição de nulo quando o prato estiver vazio. A colocação de um 
objeto no prato provoca um movimento do próprio prato e do braço de controle para 
baixo, o que aumenta a quantidade de luz que incide na fotocélula do detector de nulo. 
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A corrente que atinge a fotocélula é amplificada alimentando a bobina, o que cria um 
campo magnético maior, fazendo que o prato retome para a posição original no detector 
do zero. Um dispositivo como este, no qual uma pequena corrente elétrica faz que um 
sistema mecânico mantenha sua posição zero, é chamado sistema servo. A corrente 
requerida para manter o prato e o objeto na posição de nulo é diretamente proporcional 
à massa do objeto e é prontamente medida, transformada em sinal digital e apresentada 
no visor. A calibração de uma balança analítica envolve o uso de uma massa-padrão e 
ajuste da corrente de forma que o peso-padrão seja exibido no mostrador. 
 
Figura 3: Balança analítica eletrônica. (a) Diagrama de blocos. (b) Foto de uma balança eletrônica. 
A Figura 4 mostra as configurações de duas balanças analíticas eletrônicas. Em cada 
uma delas, o prato é ligado a um sistema confinado conhecido coletivamente como 
célula. A célula incorpora vários flexores que permitem movimentos limitados do prato 
e previne que forças de torção (resultantes de cargas localizadas fora do centro) 
perturbem o alinhamento do mecanismo da balança. Na posição nula, o braço fica 
paralelo ao horizonte gravitacional e cada pivô flexor permanece em uma posição 
relaxada. 
A Figura 4-a exibe uma balança eletrônica com o prato localizado abaixo da célula. 
Uma precisão maior é obtida com esse arranjo, em relação àquela do sistema de prato 
localizado acima da célula (prato superior), apresentado na Figura 4b. Mesmo assim, as 
balanças eletrônicas deste último tipo têm uma precisão que se iguala ou excede àquelas 
das melhores balanças mecânicas e, além disso, garantem fácil acesso ao prato da 
balança. 
As balanças eletrônicas geralmente realizam um controle automático de tara que leva 
o mostrador à leitura igual a zero com um recipiente (como uma "barquinha" ou frasco 
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de pesagem) sobre o prato. Muitas balanças permitem a tara de até 100% da sua 
capacidade. 
Uma balança analítica eletrônica moderna provê uma velocidade e uma facilidade de 
uso sem precedentes.Por exemplo, um instrumento pode ser controlado por meio de 
toques em várias posições ao longo de uma única barra. Uma posição da barra liga ou 
desliga o instrumento, outra calibra automaticamente a balança com o uso de uma 
massa-padrão ou um par de massas e uma terceira zera o mostrador, com ou sem um 
objeto sobre o prato. Medidas de massas confiáveis são obtidas com pouco ou mesmo 
sem nenhum treinamento. 
 
Figura 4: Balanças analíticas eletrônicas. (a) Configuração clássica com o prato abaixo da célula. (b) 
Configuração com prato acima da célula (prato superior). Observe que o mecanismo fica abrigado em um 
gabinete dotado de janelas. 
 
Precauções no Uso de uma Balança Analítica 
A balança analítica é um instrumento delicado que você precisa manusear com 
cuidado. Consulte seu professor para obter as instruções detalhadas com relação ao 
processo de pesagem em seu modelo específico de balança. Observe as seguintes regras 
gerais no trabalho com uma balança analítica, não obstante a marca ou modelo: 
1. Centralize tanto quanto possível a carga no prato da balança. 
2. 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. 
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3. Observe as precauções especiais para a pesagem de líquidos. 
4. Consulte o professor se julgar que a balança precisa de ajustes. 
5. Mantenha a balança e seu gabinete meticulosamente limpos. Um pincel feito de 
pêlos de camelo é útil na remoção de material derramado ou poeira. 
6. Sempre deixe que um objeto que tenha sido aquecido retome à temperatura 
ambiente antes de pesá-lo. 
7. 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”. 
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. 
 
3) Medidas de volume 
Os aparelhos para medir volume de líquidos em laboratório, os quais aparecem 
descritos na figura abaixo, podem ser classificados em dois grupos: 
a) Aparelhos volumétricos, os quais são calibrados para a medida de um único 
volume de líquido. 
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Ex.: Balão volumétrico e pipeta volumétrica. 
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. 
 
Figura 5: Exemplos de aparelhos volumétricos. 
 
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 abaixo. 
 
Figura 6: Tipos de meniscos. Um menisco é a superfície curva de um liquido na sua interface com a 
atmosfera. 
 
Qualquer medida de volume feita com qualquer aparelho está sujeita a erros devido 
a: 
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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. 
 
Figura 7: Leitura de uma bureta. (a) A estudante olha a bureta de uma posição acima da linha 
perpendicular a ela e faz uma leitura (b) de 12,58 rnL. (c) A estudante olha a bureta de uma posição 
perpendicular a ela e faz uma leitura (d) de 12,62 rnL. (e) A estudante olha a bureta de uma posição 
abaixo da linha perpendicular a ela e faz uma leitura (f) de 12,67 rnL. Para se evitar o problema da 
paralaxe, as leituras da bureta devem ser feitas consistentemente sobre a linha perpendicular a ela, como 
mostrado em (c) e (d). 
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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 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. 
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. 
4) Sistema Internacional de medidas 
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 Kg . m2 / s3 
 
UNIDADES FUNDAMENTAIS DO SI 
GRANDEZA 
NOME DA 
UNIDADE 
SÍMBOLO 
Comprimento Metro m 
Tempo Segundo s 
Massa Quilograma kg 
Corrente Elétrica Ampère A 
Temperatura 
Termodinâmica 
Kelvin K 
Intensidade Luminosa Candeia cd 
Quantidade de Matéria Mol mol 
 
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5) Algarismos significativos 
 Os algarismos significativos são importantes quando é necessário expressar o 
valor de uma dada grandeza determinada experimentalmente. Esse valor pode ser obtido 
diretamente (ex.: determinação da massa de uma substância por pesagem ou a 
determinação do volume de uma solução com uma pipeta ou bureta) ou indiretamente, a 
partir dos valores de outras grandezas medidas (ex.: cálculo da concentração de uma 
solução a partir da massa do soluto e do volume da solução). 
 Quando se fala de algarismos significativos de um número, refere-se aos dígitos 
que representam um resultado experimental, de modo que apenas o último algarismo 
seja duvidoso. O número de algarismos significativos expressa a precisão de uma 
medida. 
 A tabela abaixo mostra as regras de arredondamento do número à direita do 
último algarismo significativo: 
CASO REGRA EXEMPLO 
MAIOR QUE 5 Aumenta 1 unidade 5,4987 = 5,499 
IGUAL A 5 Se o último algarismo 
significativo for par – mantém-
se igual. Se o último algarismo 
significativo for ímpar – 
aumenta 1 unidade 
Par: 3,2845 = 3,284 
Ímpar: 9,135 = 9,14 
MENOR QUE 5 Mantém-se igual 2,1921 = 2,192 
 
Pós-Laboratório 
1) Represente esquematicamente as principais zonas da chama de um bico de 
Bunsen, indicando o ponto mais quente. 
2) Descreva como você procederia para realizar uma pesagem, por diferença, de 
5,6643g de NaCl, sendo a massa do recipiente (vidro de relógio) igual a 10,2590g. 
3) O que significa erro de paralaxe e como podemos evitá-lo? 
4) Para a preparação de uma solução a partir de um reagente líquido,qual o 
material utilizado, o procedimento a ser adotado e os cuidados necessários? 
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5) Faça o arredondamento dos números abaixo, para três casas decimais após a 
vírgula. 
a) 120, 4784 = __________ b) 83, 1236 = __________ 
c) 71, 2315 = __________ d) 457,1025 = __________ 
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Aula 03 
EXPERIÊNCIA 1: Densidade de sólidos e líquidos 
 
1. Objetivos 
 
Medir a densidade de líquidos e de sólidos utilizando a técnica de picnometria e o 
princípio de Arquimedes. 
 
2. Considerações gerais 
 
Densidade 
A densidade absoluta de uma substância é definida como sendo a relação entre a sua 
massa e o seu volume: 
 
Picnometria 
O principal método de medição de densidade absoluta é a picnometria. Esse método 
consiste na determinação de massa e volume de substâncias líquidas e sólidas. 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. 
 
Princípio de Arquimedes 
 
"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." 
 
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Figura 1. 
Densímetro. 
Um instrumento que rege esse princípio é o densímetro (Figura 
1). Esse instrumento mede a densidade dos líquidos, ou seja, a 
massa dividida pelo volume. Trata-se de um tubo de vidro com uma 
certa quantidade de chumbo na base, responsável pelo seu corpo. Na 
parte de cima do tubo há uma escala desenhada. Ao mergulhar o 
densímetro 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 gasolina para verificar 
por meio da densidade o grau de pureza do álcool usado como 
combustível. 
 
3. Procedimento experimental 
 
Picnometria 
a) Pese o picnômetro (com a tampa) vazio e seco; 
b) 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; 
d) Pese o picnômetro com água destilada; 
e) Esvazie o picnômetro; 
f) Lave inteiramente o picnômetro com a solução a ser analisada (NaOH 0,5 
mol/L); 
g) Coloque a solução no picnômetro até que o nível do líquido fique acima do colo; 
h) Coloque a tampa capilar e enxugue cuidadosamente o excesso de líquido; 
i) Pese o picnômetro com a solução; 
 
Método de Arquimedes 
1. Coloque 50 mL de água em uma proveta de 100 mL; 
2. Em uma balança, pese o material sólido e anote a massa; 
3. Coloque a amostra do material sólido na proveta; 
4. Anote o valor do volume de água deslocado; 
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5. Calcule a densidade do material sólido. 
4. Materiais e reagentes 
 
Materiais/Quantidade Reagentes 
• Picnômetro – 01 • Hidróxido de sódio 0,5 mol/L 
• Funil simples pequeno – 01 • Amostra de material sólido 
• Pisseta – 01 
• Proveta de 100 mL – 01 
 
5. Referências 
ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. 1a. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2001. 911 p. 
BROWN, Theodore L. et al. Química: Ciência Central. 1a ed. Rio de Janeiro: LTC, 
1999. 702 p. 
MAHAN, Bruce M. e MYERS, Rollie J. Química: um curso universitário. 4a. ed. 
São Paulo: Edgard Blücher, 1995. 582 p. 
 
Pós-Laboratório 
 
1. Explique a diferença entre densidade absoluta e densidade relativa. 
2. O que é picnometria? 
3. A partir dos dados obtidos na prática calcule o volume do picnômetro e a 
densidade da solução analisada. 
4. Descreva o princípio de Arquimedes. 
5. Efetue os cálculos da densidade do sólido determinada pelo princípio de 
Arquimedes. 
19 
 
 
Aula 04 
EXPERIÊNCIA 2: Forças intermoleculares 
 
1. Objetivos 
 
Determinar a porcentagem de álcool na gasolina e exercitar as medições de volume. 
 
2. Considerações gerais 
 
A gasolina é uma mistura de hidrocarbonetos líquidos inflamáveis e voláteis, 
derivados do petróleo. Além de ser utilizada como combustível em motores de 
combustão interna, é também usada como solvente, na indústria, para óleos e gorduras. 
Inicialmente, a gasolina era obtida pela destilação do petróleo - era simplesmente a 
fração mais volátil do petróleo. Após algum tempo, outras técnicas surgiram, numa 
tentativa de aumentar o rendimento desta extração. Um deles é o craqueamento, que 
consiste numa quebra de moléculas maiores, também presentes no petróleo, em outras 
menores, que pertencem à fração da gasolina. O craqueamento térmico foi utilizado até 
meados de 1937, quando químicos de catálise inventaram o craqueamento catalítico, 
método muito mais econômico e eficaz. Outros métodos incluem: a polimerização, que 
é a conversão de olefinas gasosas, tal como propileno e butileno, em moléculas maiores, 
dentro da faixa da gasolina; a alquilação, um processo que combina uma olefina e uma 
molécula como isobutano e a isomerização, que é a conversão de hidrocarbonetos de 
cadeia normal para hidrocarbonetos de cadeia ramificada. 
Nas últimas décadas, vários países, incluindo o Brasil, passaram a utilizar uma 
mistura de gasolina e etanol, no lugar da gasolina. A intenção é diminuir o impacto 
ambiental causado pela queima da gasolina, pois o etanol, além de ser renovável, o seu 
uso propicia uma redução na taxa de produção de CO. Se por um lado existem 
vantagens, existem as desvantagens também, como maior propensão à corrosão, maior 
regularidade nas manutenções do carro, aumento do consumo e aumento de produção de 
óxidos de nitrogênio. 
20 
 
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. 
3. Procedimento experimental 
 
a) Colocar 50ml da amostra de gasolina na proveta de 100 mL previamente limpa, 
desengordurada e seca, observando a parte inferior do menisco; 
b) Adicionar a solução de cloreto de sódio até completar o volume de 100mL, 
observando a parte inferior do menisco; 
c) Tampar de forma adequada a proveta; 
d) Misturar as camadas de água e gasolina através de 5 inversões sucessivas da 
proveta, evitando agitação enérgica; 
e) Deixar a proveta em repouso por 15 minutos de modo a permitir a separação 
completa das duas camadas; 
f) Anotar o aumento da camada aquosa em mililitros. Para calcular o teor de álcool, 
faça a seguinte regra de três: 
100*%
_ gasolinainicial
álcool
V
V
=
 
05,0
álcoolV
L
mL
=
 
4. Materiais e reagentes 
 
• Materiais • Reagentes 
• Proveta de 100 mL • Gasolina comum 
• Papel Filmito • Solução de cloreto de sódio a 
10% p/v 
5. Referências 
 
OLIVEIRA, E. A. Aulas Práticas de Química; 3ª ed; Editora Moderna; São Paulo; 
1993. 
Pós-Laboratório 
1. Qual dos líquidos tem maior densidade? Como você deduziu sua resposta? 
2. Por que a água extrai o álcool da gasolina? 
21 
 
3. Por que no Brasil se adiciona álcool à gasolina? 
4. Qual o teor de álcool na gasolina em % e em mL/L? 
Aula 05 
EXPERIÊNCIA 3: Soluções 
 
1. Objetivos 
 
Inteirar o aluno com os cálculos e preparo de soluções. 
 
2. Considerações gerais 
 
Soluções são misturas homogêneas de duas ou mais substâncias. 
Nas soluções, o disperso recebe o nome de soluto, e o dispersante é denominado 
solvente. Assim, por exemplo, quando dissolvemosaçúcar em água, o açúcar é o soluto 
e a água, o solvente. 
Em geral as substâncias inorgânicas são polares, enquanto as orgânicas são apolares. 
Uma substância polar tende a dissolver num solvente polar. Uma substância apolar 
tende a se dissolver num solvente apolar. 
 
Principais tipos de concentrações 
 Concentração comum: indica a massa de soluto presente em cada litro de solução. 
 
 
Título: é a relação entre a massa do soluto e a massa da solução. 
 
 
Molaridade: é a quantidade de mols de soluto presente em cada litro de solução. 
22 
 
 
 
Fração molar: é a relação entre o número de mols do soluto (ou de solvente) e o 
número de mols da solução. 
 
 
Molalidade: é a relação entre o número de mols do soluto, e a massa do solvente (em 
Kg). 
 
 
3. Procedimento experimental 
 
Preparo da solução de HCl 0,5 mol/L. 
a) Em uma capela, meça numa proveta, 10,4 mL de HCl concentrado; 
b) Coloque cerca de 100 mL de água destilada em um balão volumétrico de 250 
mL e transfira o volume de ácido medido para este balão; 
c) Espere o balão esfriar até a temperatura ambiente e complete, até o menisco, 
com água destilada; 
d) Faça uma homogeneização por inversão; 
e) Transfira a solução preparada para um frasco de vidro e rotule com os dados da 
solução e o número de sua turma; 
Preparo da solução de HCl 0,1 mol/L. 
f) Meça 5,0 mL da solução de HCl, 0,5 mol/L, preparada anteriormente, e transfira 
para um balão de 25 mL; 
g) Complete com água destilada até o menisco, seguindo o procedimento de 
preparo indicado anteriormente. 
Preparo da solução de NaOH 0,5 mol/L. 
h) Pese 5,0 g de NaOH em um Becker limpo e seco; 
i) Dissolva-o, no próprio Becker, com água destilada; 
23 
 
j) Transfira a solução para um balão de 250 mL, e siga os procedimentos de 
preparo de soluções; 
k) Transfira a solução para um frasco de plástico e rotule. 
l) Guarde as soluções preparadas em um armário para utilização nas próximas 
experiências. 
 
4. Materiais e reagentes 
 
 Materiais/Quantidade Reagentes 
• Balão volumétrico de 25 mL – 01 • Acido clorídrico (HCl) 
• Balão volumétrico de 250 mL – 01 • Hidróxido de sódio (NaOH) 
• Bastão de vidro – 01 
• Becker de 100 mL – 02 
• Espátula 
• Funil simples – 02 
• Pipeta – 02 
• Pisseta – 01 
 
5. Referências 
 
ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. 1a. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2001. 911 p. 
BROWN, Theodore L. et al. Química: Ciência Central. 1a ed. Rio de Janeiro: LTC, 
1999. 702 p. 
MAHAN, Bruce M. e MYERS, Rollie J. Química: um curso universitário. 4a. ed. 
São Paulo: Edgard Blücher, 1995. 582 p. 
 
Pós-Laboratório 
 
1. O que é solução? 
24 
 
2. Qual o procedimento para preparar uma solução diluída a partir de uma solução 
concentrada de uma determinada substância? 
3. Calcule o volume de HCl necessário para preparar 250 mL de solução de HCl 
0,5 mol/L, partindo de uma solução de HCl a 37% em massa e d = 1,19 g/mL. 
4. Calcule o volume de HCl necessário para preparar 25 mL de solução de HCl 0,1 
mol/L, partindo da solução de solução de HCl 0,5 mol/L. 
5. Calcule a massa de NaOH necessária para preparar 250 mL de solução NaOH 
0,5 mol/L. 
6. Descreva o procedimento adequado pra preparar uma solução quando o soluto é 
um sólido. 
7. Descreva o procedimento adequado pra preparar uma solução quando o soluto é 
um sólido. 
25 
 
 
Aula 06 
EXPERIÊNCIA 4: Análise volumétrica 
 
1. Objetivos 
Familiarizar o aluno com a análise volumétrica, através da padronização da solução 
preparada na prática anterior. 
 
2. Considerações gerais 
A análise volumétrica consiste na medida de volumes de duas soluções que reagem 
entre si. Uma delas apresenta concentração previamente conhecida, atuando como 
padrão de medida; a outra contém a espécie de concentração desconhecida que se deseja 
analisar. Geralmente a solução padrão é adicionada gota a gota, por meio de uma bureta, 
à solução de concentração desconhecida (contida num erlenmeyer). Este tipo de 
operação recebe o nome de titulação. 
Como não é possível visualmente perceber o ponto de equivalência, é necessário que 
se utilize um indicador, no erlenmeyer, para indicar, através da mudança de cor, o ponto 
final da titulação. Indicadores, de um modo geral, são bases ou ácidos orgânicos fracos, 
apresentando cores diferentes quando nas formas protonada ou não-protonada. 
Consequentemente, a cor do indicador dependerá do pH. 
 
3. Procedimento experimental 
 
a) Encha a bureta com a solução de hidróxido de sódio 0,5 mol/L, utilizando um 
funil; 
b) Abra a torneira da bureta e deixe escoar a solução até o desaparecimento de 
bolhas: 
c) Complete o volume com a solução e zere a bureta; 
d) Junte 5 mL de solução padrão de ácido clorídrico e transfira para um erlenmeyer 
de 125 mL; 
26 
 
e) Adicione duas gotas de solução de fenolftaleína; 
f) Abra cuidadosamente a torneira da bureta, de modo que a solução da base seja 
adicionada gota a gota ao erlenmeyer, até o aparecimento de uma coloração rósea 
persistente. 
 
4. Materiais e reagentes 
 
 Materiais/Quantidade Reagentes 
• Becker de 50 mL – 02 • Ácido clorídrico 0,5 mol/L 
• Bureta de 25 mL – 01 • Hidróxido de sódio 0,5 mol/L 
• Erlenmeyer de 125 mL – 01 • Fenolftaleína 1% 
• Funil simples – 01 
• Garra para bureta – 01 
• Pipeta conta gotas – 01 
• Pipeta conta gotas – 01 
• Pipeta volumétrica de 5 mL – 01 
• Pisseta – 01 
• Proveta de 10 mL – 01 
• Suporte para bureta – 01 
 
5. Referências 
ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. 1a. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2001. 911 p. 
MAHAN, Bruce M. e MYERS, Rollie J. Química: um curso universitário. 4a. Ed. 
São Paulo: Edgard Blücher, 1995. 582 p. 
JEFFERY, G. H. et al. Análise Química Quantitativa. 5a. Ed. Editora Guanabara 
Koogan S/A. Rio de Janeiro, 1992. 
 
27 
 
 
Pós-Laboratório 
 
1) O que é titulação? 
2) Para que serve um indicador? 
3) Explique quando se deve suspender a adição de solução padrão em uma 
titulação. 
Calcule a concentração verdadeira de HCl. 
28 
 
 
Aula 07 
EXPERIÊNCIA 5: Destilação Simples 
 
1. Objetivos 
 
Nesta aula o aluno deverá colocar em prática os conhecimentos adquiridos nas aulas 
anteriores para realizar uma destilação simples, se inteirando também sobre a vidraria 
utilizada para preparação de um sistema de destilação simples; do conceito de ponto de 
ebulição e do conceito de pressão de vapor.. 
 
2. Considerações gerais 
 
A destilação é um dos métodos mais utilizados para separação de líquidos devido ser 
bastante simples e, se tomado todos os cuidados necessários, apresenta grande qualidade 
na separação. A destilação também 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. 
 
3. Procedimento Experimental 
 
Parte I (Destilação) 
 
a) Adicione ao balão de destilação 3 pedras de ebulição; 
b) Colete 50 mL de uma solução de NaCl para dentro do 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 de fundo redondo; 
d) Monte um sistema de destilação simples como mostrado na figura seguinte: 
29 
 
Termômetro
Suporte Universal
Garra Matélica
Aquecedor
Condensador
Balão de fundo redondo
Erlenmeyer
Adaptador de balão
para Condesador
Suporte
Saída
de água
Entrada
de águae) 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 por ainda conter impurezas. Os últimos 5% também 
devem ser descartados. Assim colete os aproximadamente 2,5 mL num Becker. Em 
seguida, troque este Becker outro Becker limpo; 
i) A destilação prosseguirá até que se obtenha de 15 a 20 mL do destilado 
 
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 abaixo: 
a) Adicione 2 mL de solução de AgNO3 (Nitrato de prata) a dois tubos de 
ensaio.; 
b) Numere-os como tubo 1 e tubo 2, respectivamente; 
30 
 
c) Ao tubo 1 adicione 2 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 2 mL do destilado ao tubo 2. Observe o que acontece. 
 
4. Materiais e reagentes 
 
 Materiais/Quantidade Reagentes 
• Balão de fundo redondo – 01 • Cloreto de sódio NaCl 
• Termômetro – 01 
• Pedras de destilação 
• Nitrato de prata AgNO3 
• Erlenmeyer de 125 mL – 01 
• Funil simples – 01 
• Garra metálica – 01 
• Aquecedor – 01 
• Adaptador para condensador – 01 
• Condensador – 01 
• Suporte – 01 
• Proveta – 01 
• Suporte para bureta – 01 
 
 
5. Referências 
 
ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a 
vida moderna e o meio ambiente. 1a. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2001. 911 p. 
BROWN, Theodore L. et al. Química: Ciência Central. 1a ed. Rio de Janeiro: 
LTC, 1999. 702 p. 
 
 
 
 
31 
 
Pós-Laboratório 
 
1. Em que se baseia o princípio da destilação simplese em quê tipos de 
amostra ela pode ser usada? 
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? 
4. Qual a função das pedras de ebulição? 
32 
 
 
Aula 08 
EXPERIÊNCIA 6: Calorimetria 
 
1. Objetivos 
 
Determinar a capacidade calorífica de um calorímetro, de um metal e o calor de 
neutralização de uma reação de um ácido forte com uma base forte. 
 
2. Considerações gerais 
 
Calorimetria é a medida do calor liberado ou absorvido numa transformação. O 
aparelho utilizado nessa medida é o calorímetro, sendo o mais simples deles, o 
calorímetro de água. 
Quando uma transformação ocorre no interior de um calorímetro de água, a água que 
ele contém sofre aquecimento ou resfriamento. Medindo-se a elevação ou abaixamento 
da temperatura dessa massa de água, é possível calcular a quantidade de calor liberada 
ou absorvida na transformação através da expressão: 
Q = m.cp.∆t 
onde: Q = quantidade de calor liberado ou absorvido (J ou cal); 
m = massa da substância (g); 
cp = calor específico da substância a pressão constante (J/g °C ou cal/g °C); 
∆t = variação de temperatura (°C). 
 
a. Determinação da Capacidade Calorífica ou Equivalente em Água do 
Calorímetro (C) 
 
Esta determinação é necessária porque o calorímetro troca calor com o sistema que 
está sendo investigado no seu interior. Este processo é denominado de calibração. 
A calibração é feita pela mistura, no interior do calorímetro, de quantidades 
conhecidas de água fria e quente. 
33 
 
A capacidade calorífica (C) é definida (de modo simplificado) como sendo a 
quantidade de energia absorvida por um corpo para que sua temperatura aumente em 
1°C. Geralmente, a capacidade calorífica de um calorímetro é determinada colocando-se 
uma certa quantidade de água (mágua fria) a uma determinada temperatura (tágua fria) em seu 
interior e mistura-se uma outra quantidade de água (mágua quente) a uma outra 
temperatura (tágua quente). Mede-se a temperatura final (tequilíbrio), e calcula-se C a partir da 
relação entre calor recebido (Qrecebido) e calor cedido (Qcedido). 
Qcedido – Qrecebido = 0 
Qcedido (água quente) + Qrecebido pelo calorímetro + Qrecebido (água fria) = 0 
mágua quente.cágua quente.(tequilíbrio–tágua quente)+mcalorímetro.ccalorímetro.(tequilíbrio–tágua fria)+mágua fria.cágua 
fria.(tequilíbrio–tágua fria) = 0 
 
Para o mesmo calorímetro → mcalorímetro.ccalorímetro = C 
Assim, 
 
Na figura abaixo é mostrado um calorímetro de mistura e os acessórios utilizados no 
experimento. 
 
 
 
b. Determinação do Calor Especifico de um Metal 
 
34 
 
Para determinar o calor específico de um metal utilizando o método das misturas, ou 
seja, aquece-se o metal a uma temperatura maior que a do ambiente e em seguida ele é 
imerso na água contida no calorímetro que está à temperatura ambiente. O metal vai 
ceder calor para água e para o calorímetro, até atingir a temperatura de equilíbrio 
térmico. Aplicando o princípio da conservação de energia, como no item anterior, 
temos: 
Qcedido – Qrecebido = 0 
Qcedido metal + Qrecebido pelo calorímetro + Qrecebido (água fria) = 0 
mmetal.cmetal.(tequilíbrio–tmetal)+mcalorímetro.ccalorímetro.(tequilíbrio–tágua)+mágua.cágua.(tequilíbrio–tágua) = 0 
mmetal.cmetal.(tequilíbrio–tmetal)+C.(tequilíbrio–tágua)+mágua.cágua.(tequilíbrio–tágua) = 0 
 
 O calor específico de alguns metais está representado na tabela abaixo. 
Metal c (cal/g °C) 
Cobre 0,093 
Latão 0,094 
Ferro 0,119 
Alumínio 0,219 
 
c. Determinação da ∆∆∆∆H de neutralização de um ácido forte (ácido clorídrico) 
por uma base forte (hidróxido de sódio). 
 
A variação de calor que ocorre em uma reação química entre produtos e reagentes, a 
pressão constante, é chamada de entalpia de reação (∆H). 
A entalpia de uma reação entre um ácido (AH) e uma base (BOH) é denominada 
calor de neutralização. Em solução aquosa os ácidos e bases fortes encontram-se 
completamente dissociados e o calor de neutralização é igual ao calor de dissociação da 
água (com sinal contrário), visto que: 
 
 
 
35 
 
 
ou resumidamente: 
 
 
 
O procedimento descrito no item 2.1 se aplica para a determinação do calor de 
neutralização e uma vez conhecida a capacidade calorífica do calorímetro, pode-se 
determinar o calor de neutralização, usando-se as relações: 
 
Qcedido – Qrecebido = 0 
Qcedido reação + Qrecebido pelo calorímetro + Qrecebido pela reação = 0 
Qcedido reação + mcalorímetro.ccalorímetro.(tequilíbrio-to) + msolução.csolução.(tequilíbrio-to) = 0 
Qcedido reação = -( msolução.csolução + C).( tequilíbrio-to) 
∆H = Q cedido reação (J ou cal) 
∆H / mol = ∆H /n (J/mol ou cal/mol) 
 
Onde: msolução = msolução HCl + msolução NaOH 
mcalorímetro.ccalorímetro = C 
n = número de moles de água formada 
to = (tácido + tbase)/2 
 
d. Avaliação do erro. 
 
A validade das equações descritas nos itens anteriores pode ser afetada por vários 
fatores tais como: 
a) Falta de homogeneidade da temperatura no meio constituído por água e material, 
devido a lentidão da troca de calor da água para o material, etc.; 
b) Mau isolamento e perda de calor para o exterior. 
A homogeneidade pode ser melhorada de diversas formas: (i) decréscimo do 
tamanho do material, sobretudo para materiais com baixa condutividade térmica, (ii) 
agitação, (iii) aumento do intervalo de tempo até à leitura da temperatura. O tempo de 
36 
 
homogeneização não deverá exceder 1 a 2 minutos quando os materiais são metais, 
cerâmicas,rochas ou vidros granulados. 
A agitação e o tempo também agravam a perda de calor para o exterior, provocando 
decréscimo da temperatura e dando origem a valores de calor específico 
sobreestimados. Essa perda de calor poderá ser atenuada com a utilização de recipientes 
térmicos ou melhoramento do isolamento. 
 
3. Procedimento experimental 
 
a. Determinação da capacidade calorífica do calorímetro 
 
a) Utilizando uma proveta, medir 100 mL de água; 
b) Coloque a água no calorímetro de alumínio à temperatura ambiente e agite a 
água até a temperatura permanecer constante, isto é, atingir o equilíbrio térmico. Meça e 
anote o valor desta temperatura inicial da água (tágua fria) e da massa de água (mágua fria); 
c) Utilizando novamente a proveta, medir 100 mL de água (mágua quente) e aqueça em 
um becker até cerca de 50°C (tágua quente); 
d) Adicione rapidamente a água aquecida à água dentro do calorímetro, tampe-o. 
Resfrie o termômetro em água corrente, antes de introduzi-lo no calorímetro. Agite a 
água até a temperatura permanecer constante, isto é, até atingir o equilíbrio térmico. 
Anote o valor da temperatura final (tequilíbrio). 
Vágua fria = 100 mL → mágua fria = 
Vágua quente = 100 mL → mágua quente = 
tágua fria = 
tágua quente = 
tequilíbrio = 
 
Dados: 
1cal = 4,18J 
Calor específico da água = 1cal/g °C 
Densidade da água em função da temperatura: 
37 
 
 
 
b. Determinação do calor especifico de um metal 
 
a) Coloque 100 mL de água (medidos com a proveta) no calorímetro de alumínio e 
meça a temperatura da água (tágua). Meça e anote o valor desta temperatura inicial da 
água (tágua) e da massa de água (mágua); 
b) Determine a massa do metal (mmetal) em uma balança; 
c) Coloque a peça de metal, presa por um fio, em um béquer com água 
(aproximadamente 100 mL) e aqueça o conjunto até atingir a temperatura de ebulição. 
Meça e anote esta temperatura que será a temperatura inicial da peça de metal (tmetal); 
d) Rapidamente retire a peça da água em ebulição e coloque-a no calorímetro e 
tampe o calorímetro; 
e) Resfrie o termômetro em água corrente antes de introduzi-lo no calorímetro; 
f) Agite a água do calorímetro, até a temperatura ficar constante, ou seja, atingir o 
equilíbrio térmico. Meça e anote esta temperatura (tequilíbrio) 
 
Vágua = 100 mL → mágua = 
mmetal = 
tágua = 
tmetal = 
tequilíbrio = 
 
38 
 
c. Determinação do calor de neutralização 
a) Meça 80 mL de solução de hidróxido de sódio 0,5 mol/L na proveta e transfira 
para o calorímetro de vidro. Meça e anote a temperatura (tbase); 
b) Coloque 80 mL de solução de ácido clorídrico 0,5 mol/L na proveta. Meça e 
anote a temperatura (tácido); 
c) Misture as duas soluções no calorímetro e verifique a temperatura, anotando o 
maior valor observado (tequilíbrio). 
Dados: 
 C = 36 cal/°C 
 dNaOH (0,5 mol/L) = 1,0190 g/mL 
 dHCl (0,5 mol/L) = 1,0090 g/mL 
 csolução ≈ cágua = 1cal/g °C 
4. Materiais e reagentes 
 
Materiais/Quantidade Reagentes 
• Calorímetro de alumínio – 01 • Água destilada 
• Calorímetro de vidro – 01 • Solução de HCl 0,5 mol/L 
• Termômetro – 02 • Solução de NaOH 0,5 mol/L 
• Chapa aquecedora e agitador – 02 
• Barra magnética – 01 
• Espátula – 01 
• Becker 250 mL – 02 
• Amostra de metal – 01 
• Piceta – 01 
• Proveta 100 mL – 03 
 
 
5. Referências 
 
BUENO, W.; Manual de laboratório de físico-química; McGraw-Hill; /São Paulo; 
1980. 
MASTERTON, W. L.; SLOWINSKI, E. J.; STANITSKI, C. L. Princípios de 
Química; 6ª ed. Editora Guanabara Koogan, Rio de Janeiro, 1990. 
 
39 
 
Pós-Laboratório 
 
1. Calcule a capacidade calorífica do calorímetro de alumínio. 
2. Calcule o calor específico do metal utilizado e compare com o valor da tabela do 
item 2.2. Qual o desvio percentual do valor experimental obtido com o de referência? 
Explique a causa deste desvio. 
3. Calcule o calor molar de neutralização da reação ocorrida no item 3.3. 
4. Comparando o calor específico do metal com o da água, o metal se aquece ou se 
resfria mais ou menos rapidamente que a água? Por quê? 
5. Suponha que se tenham duas peças metálicas, uma de ferro e a outra de 
alumínio, de mesma massa, em água em ebulição. Ambas são colocadas em recipientes 
iguais com água a 25°C. Em qual caso a temperatura final da água será mais elevada? 
Justifique. 
40 
 
 
Aula 09 
 
EXPERIÊNCIA 7: Fatores que influenciam a velocidade de uma 
reação química 
 
1. Objetivos 
 
Mostrar como a concentração dos reagentes e a temperatura modificam a velocidade 
de uma reação química. 
 
2. Considerações gerais 
 
A observação das reações químicas ao longo do tempo mostra que a rapidez, ou 
lentidão, com que se produzem varia de uma para outra; entre o inicio e o término de 
uma reação decorre um intervalo de tempo, mais curto ou mais prolongado, mas não 
nulo. A duração desse intervalo é extremamente variável segundo varias circunstâncias; 
algumas reações são tão rápidas que parecem instantâneas enquanto outras se 
desenvolvem tão lentamente que, a uma observação menos atenta, passam 
despercebidas. 
É para caracterizar a maior ou menor rapidez com que se efetua uma reação que se 
introduz o conceito de velocidade de reação. 
A Cinética Química tem por objetivo o estudo da velocidade das reações e dos 
fatores que podem modificá-la. 
A velocidade de reação depende de vários fatores. Alguns dos fatores que influem 
sobre a velocidade de uma reação são: o estado físico dos reagentes, a temperatura, a 
pressão, a concentração das substancias em reação, bem como os catalisadores, isto é, 
substancias que, embora estranhas à reação em si, por mera presença no sistema atuam 
modificando sua velocidade. 
Existem várias técnicas para estudar as velocidades de reações. O procedimento geral 
é o de separar parcelas do sistema reacional, de tempos em tempos, e analisa-las. Podem 
ser utilizados também, na analise, procedimentos convencionais, como a titulação de 
um ácido ou a formação de precipitado. É mais conveniente, porém, encontrar alguma 
propriedade física ou química que se modifique durante a reação. Por exemplo: a cor, o 
41 
 
índice de refração, a atividade ótica, a condutividade elétrica, a concentração de íons 
hidrogênio, o potencial de um eletrodo, etc. 
3. Procedimento experimental 
 
a) Em um erlenmeyer, pipete 5 mL de solução de acido oxálico 0,25 mol/L e 1 mL 
de solução de acido sulfúrico 3 mol/L. Prepare um relógio para marcar o tempo 
(segundos). Acrescente à mistura do erlenmeyers, 4 mL de solução de permanganato de 
potássio 0,01 mol/L. Anote o tempo que a solução leva para descolorir totalmente. 
b) Em outro erlenmeyer, pipete 5 mL de solução de acido oxálico 0,25 mol/L e 1 mL 
de solução de acido sulfúrico 3 mol/L. Acrescente 10 mL de água destilada e adicione a 
mistura restante, 4 mL de solução de permanganato de potássio 0,01 mol/L, controlando 
o tempo gasto para a solução descolorir por completo. Compare com o tempo gasto no 
erlenmeyer do item a. 
c) Em outro erlenmeyer, pipete 5 mL de solução de acido oxálico 0,25 mol/L e 1 mL 
de solução de acido sulfúrico 3 mol/L. Em seguida, coloque 5 gotas de solução de 
sulfato de manganês 1 mol/L. Adicione 4 mL de solução de permanganato de potássio 
0,01 mol/L e anote o tempo que a solução leva para descolorir. Compare este resultado 
com aquele do item a. 
d) Em outro erlenmeyer, pipete 5 mL de solução de acido oxálico 0,25 mol/L e 1 mL 
de solução de acido sulfúrico 3 mol/L. Coloque o erlenmeyer em banho-maria 60ºC 
durante 5 minutos, agitando-o eventualmente. Adicione ao erlenmeyer, ainda em banho 
maria, 4 mL de solução de permanganato de potássio 0,01 mol/L e anote o tempo que a 
solução leva para descolorir. Compare este resultado com aquele observadono 
experimento do item a. 
 
4. Materiais e reagentes 
 
Materiais 
 
Reagentes 
• Erlenmeyer • Acido oxálico 
• Pipeta • Acido sulfúrico 
• Cronômetro • Permanganato de potássio 
• Pêra • Sulfato de manganês 
• Pisseta 
• Banho-maria 
 
5. Referências 
42 
 
 
BRADY, J. E.; HUMISTON, G. E. Química Geral; 2ª ed; Livros Técnicos e 
Científicos Editora SA; Rio de Janeiro; 1992. 
MAHAN, Bruce M. e MYERS, Rollie J. Química: um curso universitário. 4ª. ed. 
São Paulo: Edgard Blücher, 1995. 582 p. 
 
 
Pós-Laboratório 
 
1. Defina velocidade de reação. 
2. Explique, a nível molecular, o efeito da diluição sobre a velocidade das reações 
químicas. 
Explique a influência da natureza dos reagentes, da temperatura e do catalisador, na 
velocidade das reações químicas. 
43 
 
 
Aula 10 
EXPERIÊNCIA 8: Solução Tampão 
 
1. Objetivos 
 
Entender o funcionamento das soluções tampão. 
 
2. Considerações gerais 
 
As soluções tampões são soluções que resistem a mudanças de pH quando a elas 
são adicionados ácidos ou bases ou quando uma diluição ocorre. Essa resistência é 
resultado do equilíbrio entre as espécies participantes do tampão. Um tampão é 
constituído de uma mistura de um ácido fraco e sua base conjugada ou de uma base 
fraca e seu ácido conjugado. 
Exemplos de soluções tampões: 
a) Ácido acético + acetato de sódio; 
b) Ácido bórico + borato de sódio; 
c) Ácido cítrico + citrato de sódio; 
d) Ácido fosfórico + fosfato de sódio; 
e) Amônia + cloreto de amônio. 
Os tampões têm um papel importante em processos químicos e bioquímicos, nos 
quais é essencial a manutenção do pH. Assim, muitos processos industriais e 
fisiológicos requerem um pH fixo para que determinada função seja desempenhada. Por 
exemplo, o sistema tampão HCO3–/H2CO3 é importante fisiologicamente, uma vez que 
controla o transporte de CO2 no sangue e o pH do mesmo. 
Os tampões têm a propriedade de resistir a mudanças no pH. Isto ocorre porque 
essas soluções contêm um componente ácido e um básico em sua constituição. Para que 
possamos entender o mecanismo de ação dessas soluções, vamos considerar o sistema 
44 
 
tampão ácido acético e acetato de sódio. Desde que o sal (acetato de sódio) é um 
eletrólito forte, em solução aquosa estará completamente dissociado: 
 
O ácido acético estará em equilíbrio com seus íons: 
 
A constante de ionização para o ácido acético é dada por: 
 
É importante ressaltar que, na solução tampão, a principal contribuição para a 
concentração de íons acetato, que é a base conjugada do ácido acético, é proveniente do 
sal. Portanto, a ionização do ácido acético é negligenciável frente ao excesso de sal 
(efeito do íon comum), assim como é negligenciável a hidrólise do íon acetato frente ao 
excesso de ácido acético. Por isso, é possível reescrever a expressão da constante de 
equilíbrio para o ácido acético, substituindo- se o termo [CH3COO–] (que representa a 
base conjugada do ácido) por [Sal]: 
 
Assim, é possível verificar o que acontece com uma solução tampão, composta 
por ácido acético e acetato de sódio, quando a ela for adicionado um ácido ou uma base 
forte. 
 
2.1 Adição de Ácido 
 
Se um ácido for adicionado a um tampão, ocorrerá uma elevação da 
concentração dos íons H+ no meio (uma perturbação ao equilíbrio); de acordo com o 
princípio de Le Chatelier, essa perturbação será neutralizada pela base conjugada do 
tampão, restabelecendo o estado de equilíbrio, e o pH da solução irá variar pouco, 
conforme a reação abaixo: 
 
45 
 
 Componente básico 
 do tampão 
 
 
2.2 Adição de base 
 
Se uma base for adicionada a um tampão, ocorrerá uma elevação da 
concentração dos íons OH– no meio (uma perturbação ao equilíbrio); de acordo com o 
princípio de Le Chatelier, essa perturbação será neutralizada pelo ácido acético do 
tampão, restabelecendo o estado de equilíbrio, e o pH da solução irá variar pouco, 
conforme a reação abaixo: 
 
 Componente ácido 
 do tampão 
É importante lembrar que existe um limite para as quantidades de ácido ou de 
base adicionadas a uma solução tampão antes que um dos componentes seja totalmente 
consumido. Esse limite é conhecido como a capacidade tamponante de uma solução 
tampão. 
 
2.3 Equação de Henderson-Hasselbalch 
 
Os sistemas tampões são escolhidos de acordo com a faixa de pH que se deseja 
tamponar, utilizando-se a equação de Henderson-Hasselbalch. 
De acordo com a teoria de ácidos e bases de Brönsted-Lowry, um ácido (HA) é 
uma espécie química doadora de prótons (H+) e uma base (B) é uma espécie química 
aceptora de prótons. Após o ácido (HA) perder seu próton, diz-se existir como base 
conjugada (A–). Da mesma maneira, uma base protonada é dita existir como ácido 
conjugado (BH+). Segundo a teoria de pares conjugados ácido-base de Brönsted-Lowry, 
o íon acetato é a base conjugada do ácido acético. Para a reação de dissociação do ácido 
acético em meio aquoso, descrita anteriormente, pode-se escrever a seguinte constante 
de equilíbrio: 
46 
 
 
Rearranjando essa expressão, tem-se: 
 
Aplicando-se “-log10” em ambos os lados da expressão acima e como por 
definição pKa = -logKa e pH = - log[H+], tem-se: 
 
Para um tampão feito a partir de uma base: 
 
Tem-se: 
 ou 
Esta é a equação de Henderson-Hasselbalch, apenas uma forma rearranjada da 
expressão da constante de equilíbrio Ka ou Kb, porém extremamente útil no preparo de 
tampões, pois além de permitir encontrar a proporção exata dos constituintes para a 
obtenção do pH desejado, possibilita estimar variações no pH dos tampões, quando da 
adição de H+ ou de OH–. Também permite o cálculo rápido do pH do tampão, quando a 
proporção dos componentes é conhecida. 
 
3. Procedimento experimental 
 
3.1 Preparo de uma solução tampão 
 
g) Utilizando a equação de Henderson-Hasselbalch, calcule a quantidade em 
gramas de acetado de sódio (CH3COONa) que deverá ser adiciona a 100 mL 
de uma solução de ácido acético (CH3COOH) 1 mol/L, para que o tampão 
tenha pH = 4,75. Dados: MM CH3COONa = 82 g/mol; Ka = 1,78x10-5. 
 
3.2 Variação do pH da água em presença de indicadores ácido-base 
47 
 
 
a) Reserve três tubos de ensaio e identifique-os em A, B e C; 
b) Adicione a cada tubo, aproximadamente, a mesma quantidade de água 
destilada (3 mL); 
c) Em cada tubo de ensaio, adicione 10 gotas de indicador ácido-base natural e 
anote o ocorrido; 
d) Ao tubo A adicione 1 gota de ácido clorídrico (HCl) 1 mol/L. Anote o 
ocorrido e comente. 
e) Ao tubo C adicione 1 gota de hidróxido de sódio (NaOH) 1 mol/L. Anote o 
ocorrido e comente. 
 
3.3 Propriedades da solução tampão 
 
a) Reserve mais três tubos de ensaio e enumere-os em 1, 2 e 3; 
b) Adicione a cada tubo 2 mL de solução tampão; 
c) Em cada tubo de ensaio, adicione 10 gotas de indicador ácido-base natural e 
anote o ocorrido; 
d) Ao tubo 1 adicione gotas de ácido clorídrico (HCl) 1 mol/L até a 
modificação de sua coloração. Justifique o ocorrido. 
e) Ao tubo 3 adicione gotas de hidróxido de sódio (NaOH) 1 mol/L até a 
modificação de sua coloração. Justifique o ocorrido. 
f) Ao tubo 2 adicione 4 mL de água. Anote o ocorrido e justifique. 
 
4. Materiais e reagentes 
 
 Materiais/Quantidade Reagentes 
• Tubo de ensaio – 06 • Ácido clorídrico 1,0 mol/L 
• Pipeta de Pasteur – 02 • Hidróxido de sódio 1,0 mol/L 
• Estante para tubo de ensaio – 01 • Indicador ácido-base natural 
• Pisseta – 01 • Solução tampão 
 
 
5. Referências 
 
48 
 
• BROWN, T. L.; LEMAY, E.; BURSTEN, B. E.; Química – A CiênciaCentral. 
9ª ed.; Pearson ; São Paulo; 2006. 
• HARRIS, D.C. Análise química quantitativa. 5a ed. Trad. C.A.S. Riehl e 
A.W.S. Guarino. Rio de Janeiro: LTC Editora, 2001. 
 
Pós-Laboratório 
 
1. De quê é constituído um tampão? 
2. Demonstre a partir da constante de equilíbrio, que para um tampão feito a partir 
de uma base a equação de Henderson-Hasselbalch é 
.
 
3. Calcule a concentração em quantidade de matéria e a massa em gramas de 
acetado de sódio (CH3COONa) que deverá ser adiciona a 250 mL de uma 
solução de ácido acético (CH3COOH) 0,20 mol/L, para que o tampão tenha pH 
= 5. Dados: MM CH3COONa = 82 g/mol; Ka = 1,78x10-5. (R = 0,356 mol/L; 
7,2980 g) Obs.: Usar todas as casas decimais. 
4. Calcule o pH de um tampão obtido pela adição de 2 mol de NH3 a 2,0 L de uma 
solução 0,10 mol/L de NH4Cl. O Kb da base é 1,78x10-5. (R = 10,25) 
Calcule o pH de um tampão obtido pela adição de 0,03 mol de H2PO4- a 3,0 L de 
uma solução 0,02 mol/L de HPO42-. (Ka= 6,32 x 10-8). (R = 7,50) 
49 
 
 
Modelo de Relatório Simplificado para as aulas práticas de Laboratório de Química 
Geral. 
 
 
 
1- Escrito a mão, em folhas de papel A4. 
2- O prazo máximo de entrega do relatório será sempre a aula seguinte ao 
experimento. 
3- Preencher e anexar o comprovante de entrega de relatório. 
4- Na capa deve conter o Local, Nome da Disciplina, Turma, Nome do professor, 
Título da experiência, Nome da equipe e data. (Ver modelo na página seguinte). 
5- Nas próximas seções Colocar: 
 
 
 
I – Introdução: Uma breve descrição que descreva o contexto teórico abordado pela 
prática. 
 
II- Objetivos: Objetivos da experiência. 
 
III- Parte Experimental: Descrever como foram realizadas as etapas dos 
experimentos. 
 
IV- Resultados e Discussão: Apresentar o resultados, e observações feitas durante a 
experiência e discutir estes resultados procurando chegar a conclusões pertinentes 
ou dar a explicação científica adequada para os resultados obtidos. 
 
V – Conclusões: Principais conclusões obtidas, levando em consideração os 
objetivos traçados. 
 
VI – Questionário: Resolução das perguntas do Pós-laboratório que se encontram ao 
fim do procedimento experimental da apostila. 
 
VII – Referências: Colocar os livros, ou site, e outros que ajudaram você na 
elaboração do relatório. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Veja a seguir um modelo: 
50 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO SEMI-ÁRIDO 
DEPARTAMENTO DE AGROTECNOLOGIA E CIÊNCIAS SOCIAIS 
DISCIPLINA: LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL - 1200538 
Turma: XX 
Professor: Nome do Professor 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Experiência No X: Medidas e Tratamentos de Dados 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Equipe 1: João – joao@hotmail.com 
Maria – maria@gmail.com 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Mossoró-RN 
13 de Abril de 2009. 
51 
 
I – Introdução: 
 
Uma breve descrição que descreva o contexto teórico abordado pela prática. 
Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla Bla la bla. Bla la bla. 
Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. 
Bla la bla. Bla la bla Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla 
 
 
 
II – Objetivos: 
 
Objetivos da experiência , Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. 
Bla la bla Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla Bla la bla. 
Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. 
Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. 
 
III- Parte Experimental: 
 
Descrever como foram realizadas as etapas dos experimentos. Bla la bla. Bla la 
bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. 
Bla la bla. Bla la bla Bla la bla.Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla Bla 
 
 
 
 
III- Resultados e Discussão: 
 
Apresentar o resultados, e observações feitas durante a experiência e discutir 
estes resultados procurando chegar a conclusões pertinentes ou dar a explicação 
científica adequada para os resultados obtidos. 
Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la 
bla. Bla la bla Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla Bla la 
bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla Bla la bla. Bla la bla. Bla. 
 
 
 
 
IV – Conclusão: 
 
Principais conclusões obtidas, levando em consideração os objetivos traçados. 
Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. 
Bla la bla Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla Bla la bla. 
Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. 
 
 
V – Pós-laboratório: 
 
Resolução das perguntas do pós-laboratório que se encontram ao 
fim do procedimento experimental da apostila. OBS: responder as 
perguntas na ordem. 
 
Questão 1: Escrever o enunciado da 
questão: Resposta: 
Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la 
bla. Bla la bla Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla Bla la 
bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla Bla la bla. Bla la bla. 
 
 
 
VI – Referências: 
 
Colocar os livros, ou site, e outros que ajudaram você na elaboração o relatório. 
 
- RUSSELL, J. B. , Química Geral, Volume 1 e 2, Makron Books, São 
Paulo,1994. (LIVRO TEXTO). 
- MAHAN, B. M. e MYERS, R. J.; Química Um Curso Universitário, Ed. Edgard 
Blucha, São Paulo, 4ª Edição, 1993. 
- ATKINS, P.W. e BERAN, J. A., General Chemistry; Scientific American Books, 
New York, 1992. 
- BRITO, M. A. de e PIRES, A. T. N., Química Básica, Teoria e Experimentos, Série 
Didática, Ed. UFSC, 1997. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
53 
 
UFERSA/DACS/COMPROVANTE DE ENTREGA DE RELATÓRIO 
DISCIPLINA: LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL – 1200538 
Alunos/Matrícula:_____________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________ 
Turma: ________ Professor: ______________________________________ 
Nome do Experimento: ________________________________________________ 
Visto do Professor ____________________________ Data ___________________ 
....................................................................................................................................... 
 
UFERSA/DACS/COMPROVANTE DE ENTREGA DE RELATÓRIO 
DISCIPLINA: LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL – 1200538 
Alunos/Matrícula:_____________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________ 
Turma: ________ Professor: ______________________________________ 
Nome do Experimento: ________________________________________________ 
Visto do Professor ____________________________ Data ___________________ 
 
 
UFERSA/DACS/COMPROVANTE DE ENTREGA DE RELATÓRIO 
DISCIPLINA: LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL – 1200538 
Alunos/Matrícula:_____________________________________________________
______________________________________________________________________________________________________________________________________
___________________________________________________________________ 
Turma: ________ Professor: ______________________________________ 
Nome do Experimento: ________________________________________________ 
Visto do Professor ____________________________ Data ___________________ 
....................................................................................................................................... 
 
UFERSA/DACS/COMPROVANTE DE ENTREGA DE RELATÓRIO 
DISCIPLINA: LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL – 1200538 
Alunos/Matrícula:_____________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________ 
Turma: ________ Professor: ______________________________________ 
Nome do Experimento: ________________________________________________ 
Visto do Professor ____________________________ Data ___________________