Apostila de Aulas Praticas Lab. Quim. Alimentos 2018 1 20180215 0829

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CURSO DE NUTRIÇÃO
	
AULAS PRÁTICAS DE LABORATÓRIO
DE QUÍMICA DOS ALIMENTOS
Material organizado pelo professor Fernando F. Barcelos
ALUNO: ______________________________________
VILA VELHA
FEVEREIRO - 2018
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ORIENTAÇÕES PARA ELABORAÇÃO DE RELATÓRIO 
01. Objetivo geral das aulas práticas: A relação teoria-prática, facilitando o processo ensino-aprendizagem, além de se familiarizar com o trabalho em grupo.
02. Toda aula prática gera um relatório. (exceto aviso em contrário)
03. Aula prática exige como material os seguintes itens: jaleco branco (com emblema da UVV), calça comprida, calçado fechado, caneta para retroprojetor e roteiro da aula prática. Além disto, o aluno deve providenciar um cadeado, de modo a guardar seu material nos armários do biopráticas. Sem um destes itens o aluno não pode fazer a aula prática, ficando assim, impossibilitado de fazer o relatório.
04. Relatório relata o que foi feito. Caso você falte a aula prática, deve participar da confecção do relatório do seu grupo, pois é importante saber o que você perdeu. Porém, seu nome não deve ser colocado no relatório, pois você não fez o experimento, ficando sem os pontos relativos àquela aula perdida.
05. Importante: um relatório deve ser feito de tal modo que qualquer pessoa que o leia, possa entender a experiência realizada e suas implicações. 
06. Cuidado: a falta de qualquer um dos itens no relatório, significa pontos perdidos, e estes pontos podem fazer falta no final do período.
07. Seqüência correta do relatório: 
Capa (contendo cabeçalho, título da experiência e integrantes do grupo - nome e sobrenome - além da disciplina e professor).
Contra-capa (folha de rosto – facultativo para relatórios)
Sumário (índice - facultativo e só se o trabalho contiver numeração de páginas)
Introdução (teoria da prática)
Objetivos da experiência (o que se quer estudar, obter ou determinar com a experiência)
Experimental (Material, reagentes e procedimentos)
Resultados
Discussão (pode vir junto aos resultados)
Conclusão
Referências
08. O item Experimental deve conter todos os materiais e reagentes utilizados e o(s) procedimento(s) executado(s) na aula. Este procedimento nem sempre é idêntico ao roteiro, devendo ser fiel às suas anotações. O procedimento deve vir na forma de texto ou em tópicos (com o verbo na forma impessoal e no passado).
09. No item Resultados deve aparecer as observações feitas (mudança de cores, formação de substâncias, liberação ou absorção de calor, etc.), dados determinados com a experiência (volume, temperatura, etc.), gráficos e cálculos (se houver). 
10. No item Discussão deve-se, obviamente, discutir os resultados e implicações da experiência. NÃO pode ser restrito, simplesmente, ao pouco conhecimento que se tem sobre eles e muito menos aos "achismos" (Eu acho que...). Aqui devem ser discutidos: os porquês de tal fenômeno ter acontecido; se os resultados são os esperados ou não; se a experiência não foi bem sucedida, o que pode ter acontecido que justifique a falta de sucesso; etc. Ainda nesse item devem constar as respostas das questões propostas nas fichas de laboratório, não como um questionário mas sob a forma de um texto lógico que as contenha. 
11. O relatório termina com a Conclusão (o que você conclui - não o que constata) da experiência. Portanto, além das referências consultadas - Referências (colocadas conforme a ABNT - consulte!), nada mais pode ser escrito. 
12. O relatório deve ser entregue grampeado (ou em pasta ou encadernado) em folha A4. A fonte pode ser times new roman, arial ou helvética ou similar tamanho 12. O texto deve estar formatado no modo justificar.
13. Relatório em grupo não é a junção de partes isoladas (feitas individualmente) e grampeadas para a entrega. 
14. Não copie, total ou parcialmente, relatórios de outros grupos. Caso este tipo de procedimento seja percebido, o relatório dos grupos envolvidos não serão considerados. 
15. Leia com atenção as observações (e/ou pontos de interrogação indicativos de que algo está incorreto ou incoerente) feitas na correção do relatório para não repetir os erros. 
16. A entrega do relatório, salvo aviso em contrário, será sempre 14 dias após a prática. A cada dia de atraso será descontado 0,1 ponto no valor deste relatório (considerando relatório valendo um ponto).
17. Lembre-se: eficiência e organização andam juntas. Trabalho em grupo exige muita organização e bom senso. Além disto, a pressa continua sendo a inimiga da perfeição. 
TABELA DE PONTUAÇÃO DO RELATÓRIO:
	Aspectos avaliados na pontuação
	Pontuação
	Apresentação (Estética na apresentação do relatório)
	0,5
	Capa (Com todas as informações importantes)
	0,5
	Introdução (Fundamentação teórica de todos os assuntos envolvidos na prática tendo como referência a bibliografia consultada. Tem que pesquisar!)
	1,5
	Objetivo (Expresso de forma clara)
	0,5
	Parte Experimental (Materiais e Reagentes): Lista completa com as respectivas especificações dos materiais (marca, modelo, etc.) e reagentes (marca, grau de pureza, etc.) utilizados na prática.
Procedimento: Texto claro e objetivo do trabalho desenvolvido, de modo que possa ser reproduzido por outra pessoa)
	2,0
	Resultados (Apresentação de texto explicativo introdutório precedendo a apresentação dos resultados experimentais que, quando pertinentes, devem ser apresentados na forma de tabelas e gráficos)
	1,5
	Discussão (Conforme explicitado no roteiro de relatório)
	2,0
	Conclusão (Conforme explicitado no roteiro de relatório)
	1,0
	Referências (Conforme explicitado no roteiro de relatório)
	0,5
A SEGUIR TÊM-SE OS MODELOS DE CAPA E CONTRA-CAPA (Folha de Rosto):
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NUTRIÇÃO - NU1M
(LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU TIMES 12, CENTRALIZADO, EM NEGRITO)
[Margens: 3 cm (superior e esquerda); 2 cm (inferior e direita)]
BELTRANO ASSADO ASSIM
CICLANO DE ETC E ETC
FULANO ASSIM ASSADO
(LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU TIMES 12, CENTRALIZADO, EM NEGRITO, ORDEM ALFABÉTICA)
Prática n° 01 (23/02/2018):
TÍTULO DA PRÁTICA
(LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU TIMES 14 ou 16, CENTRALIZADO, EM NEGRITO)
Disciplina: Laboratório de Química dos Alimentos
Professor: Fernando Fontes Barcelos
(Letras minúsculas, arial ou times 12, à margem esquerda, sem negrito)
(Só utilizado se não houver página de rosto)
VILA VELHA
FEVEREIRO - 2018 
(LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU TIMES 12, CENTRALIZADO, SEM NEGRITO)
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BELTRANO ASSADO ASSIM
CICLANO DE ETC E ETC
FULANO ASSIM ASSADO
(LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU TIMES 12, CENTRALIZADO, EM NEGRITO, ORDEM ALFABÉTICA)
 
TÍTULO DA PRÁTICA
(LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU TIMES 14 ou 16, CENTRALIZADO, EM NEGRITO)
Relatório do Curso de Graduação em Nutrição apresentado à Universidade Vila Velha - UVV, como parte das exigências da Disciplina Laboratório de Química dos Alimentos sob orientação do Professor Fernando Fontes Barcelos.
(Arial 11, sem negrito)
VILA VELHA
FEVEREIRO - 2018
 (LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU TIMES 12, CENTRALIZADO, SEM NEGRITO)
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Laboratório de Química dos Alimentos - Nutrição - NU1M - Prof. Fernando
PRÁTICA PRELIMINAR (TREINAMENTO): SEGURANÇA E NORMAS DE TRABALHO EM LABORATÓRIO, RECONHECIMENTO E MANIPULAÇÃO DOS EQUIPAMENTOS DE LABORATÓRIO
INTRODUÇÃO
O que você precisa saber sobre as aulas de laboratório: 
A - Objetivos 
A disciplina “Laboratório de Química dos Alimentos” tem como objetivo criar condições para que o estudante ao final do semestre seja capaz de: 
• Conhecer e manipular aparelhagem de laboratório;
• Realizar técnicas experimentais básicas;
• Adquirir capacidade de observação experimental e correlacionar às atividades práticas com os conteúdos teóricos;
• Relatar e dissertar sobre os experimentosrealizados, avaliar e discutir os resultados obtidos.
• Integrar os conhecimentos desta disciplina às competências e habilidades específicas do Nutricionista relativas ao desenvolvimento e avaliação novas fórmulas ou produtos alimentares para a alimentação humana e ao controle de qualidade dos alimentos em sua área de competência.
B - No Laboratório de Química dos Alimentos
Os estudantes serão organizados em grupos que ocuparão sempre o mesmo lugar no Laboratório. 
À falta a algum experimento impossibilita o aluno a participar da confecção e avaliação do relatório correspondente. 
Cada mesa no laboratório será equipada com o material necessário à execução do trabalho programado. 
Após o uso de bico de gás ou torneira de água, não deixar os mesmos abertos. 
Ao lançar nas pias algum produto de reação, fazê-lo simultaneamente com descarga abundante de água a fim de evitar a corrosão do encanamento. 
Não lançar fósforos acesos nos locais destinados à coleta·de lixo. Fotômetros, centrífugas, microscópios, balanças ou outros aparelhos somente deverão ser usados pelo aluno depois de instruído nas respectivas manipulações, evitando-se assim danos irrecuperáveis.
C - O Material do Estudante 
Cada estudante deverá trazer para os trabalhos práticos o material abaixo relacionado: 
Avental/Jaleco - necessário à proteção da roupa e proporciona maior desembaraço na execução de tarefas. É requisito indispensável. 
Lápis, borracha, caderno de anotações, caneta de retroprojetor (preta ou azul). 
Trajar calça comprida e estar com calçado fechado. Indispensáveis.
Observação - o cumprimento de horário é pré-requisito é fundamental. 
D - Do Material Recebido e sua Conservação e Limpeza 
Cada grupo de estudante receberá o material necessário à execução de cada trabalho prático, conforme relacionado no roteiro próprio.
O aluno não deverá retirar o material de outro grupo mesmo quando os mesmos estiverem ausentes. 
Será exigido dos estudantes o máximo cuidado com o seu lugar e respectivo material. Em caso de quebra ou o não funcionamento de algum material recebido, o estudante deverá dar conhecimento ao professor ou técnico responsável pela aula a fim de se providenciar a sua substituição. 
Terminados os trabalhos, o estudante deverá proceder a limpeza de seu lugar e a vidraria usada será colocada cuidadosamente em local próprio para lavagem.
A bancada organizada ao final do experimento é critério para ir embora.
E - Dos Reagentes 
Para cada trabalho prático haverá à disposição dos estudantes uma provisão dos reagentes relacionados no roteiro. 
Após o uso, cada frasco de reagente deverá ficar no lugar onde foi encontrado no início da aula. 
Não trocar as rolhas ou tampas dos frascos. 
Uma mesma pipeta não poderá ser introduzida em 2 frascos diferentes sem ser devidamente lavada. 
F - Da Execução dos Trabalhos Práticos 
Exigem-se para todos os trabalhos práticos a mesma atenção, rigor técnico e disciplina. 
O aluno só alcançará a eficiência desejada sendo pontual, assíduo, ordeiro, asseado e com conhecimento prévio do trabalho prático a ser executado. 
G - Normas de segurança 
O laboratório de Química é um lugar seguro de trabalho, desde que se trabalhe com prudência, para evitar acidentes. 
Respeite rigorosamente as seguintes precauções recomendadas: 
Não coma nem beba no laboratório, também não coloque as mãos, dedos e unhas na boca ou nos olhos sem antes lavá-las muito bem. 
Use sempre avental de manga comprida para evitar derrubar algum reagente nos braços, não entre no laboratório sem previamente vestir o avental. 
Coloque todo seu material no lugar indicado, fique apenas com um bloco de anotações, caneta ou lápis por mesa. 
Neste bloco anote todas observações que achar importante para confecção do relatório, todos integrantes do grupo devem sugerir e verificar as anotações.
Nunca fume no laboratório. 
Não mistures reagentes sem prévio consentimento do professor, isso pode ser muito perigoso. 
Se algum reagente atingir sua pele ou olhos, lavar imediatamente com água e avisar o professor. 
Nunca provar nem cheirar qualquer composto químico sem prévia autorização.
Nunca comece um experimento sem explicação prévia do professor e na dúvida sempre pergunte, nunca teste nada por conta própria. 
Não converse durante a explicação do professor sobre a prática, sua falta de atenção pode colocar você e seus companheiros em risco, bem como prejudicar o andamento do experimento. 
Trabalhe com seriedade, método e calma. 
H - Relatório técnico científico 
No relatório devem constar os seguintes dados: Data, número da prática, número do grupo, nome do experimento. 
O relatório deve apresentar os seguintes tópicos; devidamente numerados: 
Introdução: é uma espécie de apresentação do experimento, e deve conter a parte teórica relativa ao experimento, exemplo: 
Experimento: caracterização de álcoois. 
Introdução: Nesta prática serão estudados compostos orgânicos denominados por álcoois. Esses compostos orgânicos são caracterizados pela presença do grupo OH (hidroxila). Os álcoois primários e secundários sofrem reação de oxidação quando colocados em contato com agentes oxidantes em meio ácido. Já álcoois terciários não sofrem este tipo de reação. Exemplos de álcoois primários, secundários e terciários:
Objetivo: apresenta de forma direta a informação que você vai obter através do experimento, exemplo: 
Objetivo: O objetivo deste experimento é caracterizar algumas amostras de álcoois de fórmulas desconhecidas. 
Experimental: neste tópico você deverá apresentar os seguintes itens, material utilizado, vidraria (tipo), balança (tipo); os reagentes utilizados, e o procedimento experimental. 
O procedimento deve ser escrito de forma que outra pessoa que não esteja no laboratório, consiga reproduzir o experimento que você fez, através da leitura de seu relatório. Nunca coloque resultados na parte experimental. 
Exemplo: com auxílio de uma pipeta, 1 mL de solução de óxido de cromo foi adicionada ao tubo de ensaio que continha 2 mL da amostra de álcool do tipo A. 
Resultados e discussão: Neste tópico você deve apresentar os resultados observados, de forma direta e clara, sempre que possível através de tabelas e/ou gráficos. A discussão dos resultados é feita sempre tentando relacionar a teoria apresentada na introdução com o experimento realizado, exemplo: 
Tabela 1 - Resultados obtidos:
	Amostra desconhecida de álcool 
	Resultado observado na reação com óxido de cromo.
	Amostra A 
	Ocorre reação com aquecimento e com mudança de cor. A amostra incolor após reagir torna-se verde escura.
	Amostra B 
	Não foi observado nenhuma alteração quando o reagente foi adicionado.
	Amostra C 
	Ocorre reação semelhante ao da amostra A
Como apresentado na introdução, álcoois primários e secundários podem sofrer reação de oxidação, já álcoois terciários não oxidam. O resultado parece indicar que as amostras A e C devem ser álcoois primários ou secundários, já que a reação com o agente oxidante foi observada. Para a amostra B, como não foi observado nenhum tipo de reação, fica evidente que o álcool analisado deve ser classificado como terciário. 
Conclusão: na conclusão você apresenta de forma muito breve, as principais informações obtidas através dos resultados e discussão, exemplo: 
Através dos resultados obtidos é possível concluir que as amostras A e C são álcoois primários ou secundários, e que a amostra B se trata de um álcool terciário. 
Referências bibliográficas: aqui é apresentada a literatura que foi consultada pelos integrantes do grupo para construir o relatório. A forma correta de apresentar uma referência é: 
Livro: Nome do livro, nome dos autores, editora, edição, capítulo, página, ano de publicação. 
Artigos de revistas: nome do artigo, nome dos autores do artigo, nome da revista, volume e/ou número da revista, página inicial e final doartigo, ano de publicação.
Obs.: Sempre coloque os verbos na forma impessoal, ou seja, nunca escreva: pesamos 2,0 g de NaCl, escreva, foi pesado 2,0 g de NaCl. 
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Antes de começar a fazer os experimentos é necessário que você conheça os equipamentos e saiba utilizá-los da forma correta:
Os diferentes equipamentos do laboratório. 
Para que os alunos possam se familiarizar com os equipamentos de laboratório, antes de iniciar sua manipulação é necessário que façam o reconhecimento dos principais equipamentos.
Observe os equipamentos dispostos em sua bancada, em um papel em seu bloco de anotações, coloque os números indicados nos equipamentos, consulte as folhas anteriores e coloque o nome, para o que é utilizado, e se tiver volume definido, anote-o também. Faça esse procedimento com todos os membros do grupo participando. 
Entregue essa folha individualmente para o professor. 
Utilização da balança. 
A balança é um equipamento extremamente importante dentro do laboratório. Muitos experimentos dependem da exatidão com a qual a massa das substâncias é medida. Portanto aprender a manipular a balança corretamente é extremamente importante para todos os membros do grupo. Cada grupo deverá se dirigir para próximo à balança, (1 grupo de cada vez) e todos os alunos deverão ouvir a explicação do professor e seguir as instruções abaixo para pesar 5,0 g de NaCl como treinamento. 
Verifique se a balança está com o nível posicionado corretamente.
Verifique se a balança está ligada (tomada e botão on-off). 
Verifique se a balança está limpa, se não estiver comunique ao técnico.
Se a balança estiver estabilizada e com a escala "zerada" coloque delicadamente o recipiente que será utilizado para a pesagem. 
Espere os números da escala estabilizar e se puder descontar o a massa do recipiente, aperte a tecla "Tara" o desconto será automático.
Espere novamente a estabilização da escala e se a escala estiver zerada, adicione cuidadosamente a substância a ser pesada de forma a não derrubar reagente sobre o prato ou outro qualquer parte da balança, se cair algum reagente fora do recipiente, chame o professor ou a técnica. 
Ao atingir a massa desejada, retire cuidadosamente o recipiente da balança, espere os números da escala estabilizar e aperte novamente a tecla "Tara". 
Nunca deixe a balança suja para o próximo grupo, nunca esqueça de retirar a "Tara" caso você a tenha usado. 
Manipulação de pipetas e buretas. 
Certos equipamentos exigem técnicas especiais para serem utilizados, tanto a pipeta como a bureta apesar de serem considerados equipamentos simples exigem alguns procedimentos para que as medidas sejam feitas de forma segura e com a maior exatidão possível. 
a) Utilizando a pipeta: 
Para se encher uma pipeta, coloca-se a ponta no líquido e faz-se a sucção através de uma pêra de borracha ou um pipetador. Toma-se o cuidado de manter a ponta da pipeta sempre abaixo do nível do líquido. Caso o contrário ao se fazer a sucção o líquido alcança o pipetador e isso pode estragá-lo. Durante a sucção fique atento para que o líquido não ultrapasse o volume total da pipeta atingindo o pipetador. Observe as Figuras 1 e 2. 
Para escoar os líquidos coloque o pipetador na posição vertical encostada na parede do recipiente, deixe o líquido escoar lentamente.
Treinamento: Através de uma pipeta graduada transfira para diferentes tubos de ensaio 1,0 mL, 2,0 mL, 5,0 mL, 1,5 mL, 2,7 mL, 3,8 mL e 4,5 mL de água Todos os membros do grupo devem treinar. 
b) Utilizando a bureta: 
Com a torneira fechada, preencha a bureta com o líquido até um pouco acima do zero da escala. Em seguida a torneira é aberta, com cuidado, e o líquido escoado até que a parte inferior do menisco coincida exatamente com o zero da escala. Observe a Figura 1. 
Treinamento: Através de bureta transfira para um erlenmeyer 5,0 mL, 10,0 mL e 15,0 mL de água. Todos os membros do grupo devem treinar. 
Figura 1. Procedimento correto para leitura de volume nos equipamentos.
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Laboratório de Química dos Alimentos - Nutrição - NU1M - Prof. Fernando
PRÁTICA Nº 01: AVALIAR E CALIBRAR INSTRUMENTOS DE MEDIDA
OBJETIVOS
Comparar a precisão de diferentes instrumentos e verificar o erro experimental durante uma medida.
INTRODUÇÃO
Neste experimento além do proposto acima, os alunos também terão a oportunidade de conhecer os equipamentos mais comuns utilizados no laboratório. A prática da análise volumétrica requer medidas de volumes de líquidos com elevada precisão. Para realizar tais medidas são empregados vários tipos de aparelhos, que podem ser classificados em duas categorias:
Aparelhos calibrados para dar escoamento a quantidades variáveis de líquido.
Aparelhos calibrados para conter ou escoar apenas um determinado volume.
Na primeira classe estão contidas pipetas graduadas, buretas e provetas, na segunda classe estão incluídos os balões e pipetas volumétricas.
A medida de volumes líquidos com qualquer dos aparelhos apresentados, está sujeita a uma série de erros devido às seguintes causas:
A) Ação da dilatação ou contração provocadas por variações de temperatura.
B) Imperfeição ocorrida durante a calibração dos aparelhos volumétricos.
C) Erros de paralaxe.
A leitura de volumes de líquidos claros deve ser feita pela parte inferior do menisco e a de líquidos coloridos, se ficar impossível a observação do menisco, observa-se então a parte superior.
PARTE EXERIMENTAL
Comparando a precisão de diferentes equipamentos.
Comparação entre proveta, béquer, erlenmeyer:
Verifique se o equipamento está limpo e seco.
Pese os equipamentos, anote o peso de cada um.
Volte a sua bancada coloque cuidadosamente 50 mL de água utilizando a marca de aferição do próprio equipamento, pese novamente.
Determine a temperatura ambiente colocando o termômetro em qualquer recipiente com água, verifique a densidade da água na temperatura observada.
Através da diferença de peso do equipamento vazio e do equipamento com água, determine a massa de água adicionada.
Através da massa de água determinada e da densidade da água estimada, calcule o volume real e compare com o do equipamento.
Faça os cálculos e baseado em seus resultados responda, qual o equipamento mais preciso para medir 50 mL? Por quê?
Comparação entre bureta e a pipeta volumétrica de 10 mL:
Pese um béquer de 50 mL, anote o peso.
Em seguida deixe escoar pela bureta, com máximo de cuidado para não ultrapassar o volume, exatamente 10 mL de água para o béquer.
Pese novamente o béquer com água e seguindo o mesmo procedimento do experimento anterior, calcule o volume.
Pese um outro béquer de 50 mL, anote o peso.
Em seguida deixe escoar pela pipeta volumétrica de 10 mL de água para o béquer.
Pese novamente o béquer com água e seguindo o mesmo procedimento do experimento anterior, calcule o volume.
Qual equipamento é mais preciso? Por que?
Obs.: antes de utilizar a bureta e a pipeta treine várias vezes para não cometer erros de procedimento durante as medidas.
Calibração de 3 balões volumétricos:
Marcar os balões volumétricos de 100 mL com as letras A, B e C.
Pesar os 3 balões, anotar a massa observada para cada um.
Preencher com água até o menisco e pesar novamente.
Determinar a massa de água para cada uma deles.
Calcule o erro relativo para cada balão:
% erro = Vexp. - Vfab. / Vfab. x 100
 onde; Vexp. é o volume que você determina através da densidade da água.
Vfab. é o volume que está indicado pelo fabricante.
O balão volumétrico é um equipamento muito ou pouco preciso? O resultado encontrado é o esperado? Por quê?
Tabela 1 - Densidade absoluta da água em diferentes temperaturas.
	T (oC)
	d (g.cm-3)
	T (oC)
	d (g.cm-3)
	10
	0,999700
	20
	0,998203
	11
	0,999605
	21
	0,997992
	12
	0,999498
	22
	0,997770
	13
	0,999377
	23
	0,997538
	14
	0,99924424
	0,997296
	15
	0,999099
	25
	0,997044
	16
	0,998943
	26
	0,996783
	17
	0,998774
	27
	0,996512
	18
	0,998595
	28
	0,996232
	19
	0,998405
	29
	0,995944
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Laboratório de Química dos Alimentos - Nutrição - NU1M - Prof. Fernando
PRÁTICA Nº 02: SEMELHANÇAS E DIFERENÇAS NAS PROPRIEDADES QUÍMICAS DE ELEMENTOS DE UMA MESMA FAMÍLIA DA TABELA PERIÓDICA
1. OBJETIVOS
- Verificar quais elementos de uma mesma família possuem propriedades químicas semelhantes;
- Verificar a diferença da Reatividade (no caso de metais) e eletronegatividades (no caso de ametais) entre os elementos de uma mesma família.
2. INTRODUÇÃO
Os elementos de uma mesma família apresentam propriedades químicas semelhantes devido às estruturas eletrônicas de valência. As propriedades são semelhantes, não iguais, pois um elemento não é igual ao outro, possuindo também diferenças importantes entre eles.
3. PARTE EXPERIMENTAL
3.1 Verificação da Reatividade e semelhanças entre elementos da Família dos Metais Alcalinos
Observar as características físicas do sódio (cor, brilho, consistência).
Adicionar um pedaço de sódio a um béquer contendo cerca de 20 mL de água deionizada. Anotar o que foi observado.
Adicionar ao béquer algumas gotas de solução alcoólica do indicador fenolftaleína. Anotar o que foi observado.
Adicionar à solução algumas gotas de ácido nítrico (HNO3) 1,0 mol/L, sob agitação, até o desaparecimento da cor resultante da operação anterior. Anotar o que foi observado.
Observar as características físicas do potássio (cor, brilho, consistência).
Adicionar um pedaço de potássio a um béquer contendo cerca de 20 mL de água deionizada. Anotar o que foi observado.
Adicionar ao béquer algumas gotas de solução alcoólica do indicador fenolftaleína. Anotar o que foi observado.
Adicionar à solução algumas gotas de ácido nítrico (HNO3) 1,0 mol/L, sob agitação, até o desaparecimento da cor resultante da operação anterior. Anotar o que foi observado.
3.2 Verificação da Reatividade e semelhanças entre elementos da Família dos Metais Alcalino-Terrosos
Adicionar a dois béqueres de 50 mL, contendo aproximadamente 30 mL de água deionizada em cada um, uma pequena quantidade de cálcio (na forma de óxido de cálcio - cal) e de magnésio (na forma de fita), respectivamente.
A seguir adicionar gotas de solução alcoólica de fenolftaleína e aguarde por alguns momentos. Anotar o que foi observado.
3.3 Verificação da Eletronegatividade e semelhanças entre elementos da Família dos Halogênios
Colocar em um tubo de ensaio cerca de 2 mL de solução 0,1 mol/L de NaCl (cloreto de sódio, fonte de Cl-) e adicionar 2 mL de solução 0,05 mol/L de Pb(NO3)2 (nitrato de chumbo II, fonte de Pb2+). Anotar o que foi observado. Em outro tubo de ensaio colocar cerca de 2 mL de solução 0,1 mol/L de NaCl e adicionar 2 mL de solução 0,10 mol/L de AgNO3 (nitrato de prata, fonte de Ag+). Anotar o que foi observado.
Colocar em um tubo de ensaio cerca de 2 mL de solução 0,1 mol/L de KBr (brometo de potássio, fonte de Br-) e adicionar 2 mL de solução 0,05 mol/L de Pb(NO3)2. Anotar o que foi observado. Em outro tubo de ensaio colocar cerca de 2 mL de solução 0,1 mol/L de KBr e adicionar 2 mL de solução 0,10 mol/L de AgNO3. Anotar o que foi observado.
Colocar em um tubo de ensaio cerca de 2 mL de solução 0,1 mol/L de KI (iodeto de potássio, fonte de I-) e adicionar 2 mL de solução 0,05 mol/L de Pb(NO3)2. Anotar o que foi observado. Em outro tubo de ensaio coloque cerca de 2 mL de solução 0,1 mol/L de KI e adicionar 2 mL de solução 0,10 mol/L de AgNO3. Anotar o que foi observado.
4. QUESTIONAMENTOS
1) A partir dos resultados encontrados, qual metal é mais reativo: sódio ou potássio? Justifique a sua resposta a partir do raio atômico e da energia de ionização das espécies.
2) Quais foram os papéis da fenolftaleína e do ácido nítrico utilizados nos tópicos 3.1 e 3.2? 
3) A partir dos resultados encontrados, qual espécie é mais reativa: cálcio ou magnésio? Justifique a sua resposta a partir do raio atômico e da energia de ionização dessas espécies.
4) As experiências observadas no tópico 3.3 mostram alguma semelhança em termos de propriedades químicas para os elementos desta família (halogênios)? Explique.
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Laboratório de Química dos Alimentos - Nutrição - NU1M - Prof. Fernando
PRÁTICA Nº 03: INTERAÇÕES INTERMOLECULARES E SEUS EFEITOS NA SOLUBILIDADE ENTRE AS SUBSTÂNCIAS
1. OBJETIVO
Verificar a o efeito da estrutura molecular e da polaridade/Forças intermoleculares no comportamento da solubilização (miscibilização) das substâncias.
2. INTRODUÇÃO
A solubilidade (ou miscibilidade) entre duas substâncias é, geralmente, determinada pelas interações (forças) intermoleculares. A frase “semelhante dissolve semelhante” revela a ideia geral da solubilidade, onde substâncias polares possuem interações intermoleculares diferentes das substâncias apolares, não se misturando, portanto. Esse tipo de propriedade irá também influenciar as propriedades como ponto de fusão, ponto de ebulição e, em parte, a densidade.
Estas interações são classificadas como ligação (ou ponte) de hidrogênio (mais forte - moléculas polares), dipolo-dipolo e dispersão de London (mais fraca - moléculas apolares), conforme a natureza dos átomos responsáveis pela formação dos pólos.
3. PARTE EXPERIMENTAL
Realize os testes em tubos de ensaio numerados.
Numere dois tubos de ensaio (1 e 2) e adicione aos tubos uma ponta de espátula de cloreto de sódio (NaC). Em seguida, adicione ao tubo 1 2 mL de água e ao tubo 2 2 mL de etanol. Agite e observe. Anote a solubilidade do NaC em ambos os solventes.
Numere dois tubos de ensaio (3 e 4) e adicione 2 mL de éter etílico em cada um. Em seguida, ao tubo 3 adicione 1 mL de água e ao tubo 4 1 mL de hexano. Agite e observe. Anote a miscibilidade das substâncias e discuta as interações intermoleculares e a densidade.
Numere dois tubos de ensaio (5 e 6) e adicione 2 mL de benzeno em cada um. Em seguida, adicione ao tubo 5 1 mL de água e ao tubo 6 2 mL de hexano. Agite e observe. Anote a miscibilidade das substâncias e discuta as interações intermoleculares e a densidade.
Numere três tubos de ensaio (7, 8 e 9) e adicione em cada tubo 1 mL de água. Em seguida, adicione ao tubo 7 2 mL de etanol, ao tubo 8 2 mL de butanol e ao tubo 9 2 mL de álcool isoamílico. Agite e observe. Anote a miscibilidade das substâncias e discuta as interações intermoleculares e a densidade.
Numere dois tubos de ensaio (10 e 11) e adicione em cada tubo 3 mL de água. Em seguida, adicione ao tubo 10 1 mL de ácido acético e ao tubo 11 1 mL de ácido oleico. Agite e observe. Anote a miscibilidade e discuta as interações intermoleculares e a densidade.
 Ao tubo 11 adicione 2 mL de detergente. Agite e observe. Anote a miscibilidade. Interprete os resultados.
Numere um tubo de ensaio (12) e adicione 2 mL de água. Em seguida, adicione 2 mL de clorofórmio. Agite e observe. Anote a miscibilidade das substâncias e discuta as interações intermoleculares e a densidade.
Ao tubo 12 adicione um pequeno pedaço (“bolinha”) de iodo sólido. Agite e observe. Anote a solubilidade do iodo e interprete os resultados.
Numere um tubo de ensaio (13) e adicione 2 mL de água. Em seguida, adicione 3 mL de acetona. Agite e observe. Anote a miscibilidade das substâncias. 
Ao tubo 13 adicione uma espátula de cloreto de sódio. Agite e observe. Anote a solubilidade do NaC e interprete os resultados.
4. QUESTIONAMENTOS
a) Busque as estruturas de todas as moléculas e as fórmulas dos compostos iônicos utilizados na prática e coloque no relatório.
b) Discuta todas as interações intermoleculares que ocorreram em cada tubo de ensaio, justificando os resultados observados.
c) Para os líquidos imiscíveis entre si, discuta as densidades.
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Laboratório de Química dos Alimentos - Nutrição - NU1M - Prof. Fernando
PRÁTICA Nº 04: DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE
1. OBJETIVOConhecer diferentes métodos existentes para determinação da densidade de diferentes tipos de materiais e substâncias.
2. INTRODUÇÃO
Muitos estudantes pensam que a densidade é apenas o resultado de uma operação aritmética de divisão entre a massa e o volume de uma substância, mas esse conceito é muito mais amplo e está relacionado a outros, como compressão e empacotamento. Por exemplo, quanto maior for o empacotamento dos átomos, mais densa é a substância. Da mesma forma, quanto maior for a compressão sobre um objeto, maior será a sua densidade. Nesse trabalho serão abordados apenas os aspectos mais diretos e as técnicas de laboratório mais comuns envolvidas na determinação da densidade de sólidos e líquidos, mas vale a pena buscar um detalhamento mais profundo sobre o conceito de densidade.
3. PARTE EXPERIMENTAL
3.1 Determinação da densidade de sólidos - Método da variação do volume (usando proveta)
Materiais: Parafuso, Arroz e Milho
3.1.1 Parafuso (aço)
Pese o parafuso e anote a sua massa, em gramas (m1).
Coloque em uma proveta de 100 mL, EXATAMENTE 80 mL de água deionizada (v1).
Coloque o parafuso dentro da proveta com água (com cuidado, para não quebrar a vidraria e para não saltar água, evitando a perda do líquido para o meio ou para a parte superior da proveta) e leia o novo volume (v2). (Observe o menisco inferior). 
Calcule a variação do volume (V = v2 - v1) e anote essa variação.
Calcule a densidade do parafuso (d = m1/V).
3.1.2 Arroz e Milho (grãos crus)
a) Pese em um béquer, aproximadamente, 10 g do grão (anote a massa exata - m1).
b) Coloque em uma proveta de 50 mL, EXATAMENTE 30 mL de água desionizada (v1).
c) Transfira todo o sólido para a proveta com água (com cuidado, para não quebrar a vidraria e para não saltar água, evitando a perda do líquido para o meio ou para a parte superior da proveta). Certifique-se de que todo o sólido está submergido, e que não há bolhas de ar, e leia o novo volume (v2). (Observe o menisco inferior).
d) Calcule a variação do volume (V = v2 - v1) e anote essa variação.
e) Calcule a densidade para cada grão (d = m1/V).
3.2 Determinação da densidade de líquidos (Usando balão volumétrico)
Líquidos: Leite integral, Óleo de soja e solução de cloreto de sódio (NaC)
a) Pese na balança um balão volumétrico de 25 mL, SECO, e anote sua massa, em gramas (m1).
b) Preencha o balão com o líquido até, aproximadamente, 1 cm abaixo da marca.
c) Utilize uma pipeta de Pasteur para completar o volume EXATAMENTE até a marca do balão (observe o menisco inferior).
d) Pese novamente, na balança, o balão volumétrico, contendo o líquido, e anote a massa, em gramas (m2).
e) Transfira o líquido do balão para um béquer e coloque o termômetro. Quando a leitura da temperatura estabilizar, anote seu valor na tabela abaixo. 
f) Calcule a massa do líquido (m3 = m2 - m1) e calcule sua densidade (d = m3/Vbalão).
g) Repita o procedimento para cada líquido e construa uma tabela com os resultados.
*Obs1: O leite é constituído principalmente por água, gordura, vitaminas, proteínas, enzimas, lactose e substâncias minerais (Tabela 1). A densidade do leite varia entre 1,023 g.mL-1 e 1,040 g.mL-1, a 15ºC. O leite com alto teor de gordura apresenta maior densidade em relação ao leite com baixo teor de gordura.
Tabela 1 - Composição média do leite de vaca
	Constituinte 
	Teor (g.kg-1)
	Variação (g.kg-1)
	Água 
	873
	855-887
	Lactose 
	46
	38-53
	Gordura 
	39
	24-55
	Proteínas 
	32,5
	23-44
	Substâncias minerais 
	6,5
	5,3-8,0
	Ácidos orgânicos 
	1,8
	1,3-2,2
	Outros
	1,4
	-
*Obs2: Para referência, abaixo se tem uma tabela (Tabela 2) de densidades da água em diferentes temperaturas.
Tabela 2 - Densidade absoluta da água em diferentes temperaturas
	T (oC)
	d/(g.mL-1)
	T (oC)
	d/(g.mL-1)
	10
	0,9997
	22
	0,9978
	11
	0,9996
	23
	0,9975
	12
	0,9995
	24
	0,9973
	13
	0,9994
	25
	0,9970
	14
	0,9992
	26
	0,9968
	15
	0,9991
	27
	0,9965
	16
	0,9989
	28
	0,9962
	17
	0,9988
	29
	0,9959
	18
	0,9986
	30
	0,9957
	19
	0,9984
	31
	0,9954
	20
	0,9982
	32
	0,9950
	21
	0,9980
	
	
4. QUESTIONAMENTOS
1) Pesquise sobre a densidade do aço, do grão de milho e do grão de arroz e compare com o seu resultado.
2) Como a densidade varia com a temperatura? Discuta e mostre graficamente.
3) Como funciona um densímetro? É possível usar o mesmo densímentro para qualquer líquido?
4) Quem é mais densa: a água pura ou a água salgada? Por quê?
5) Como funciona um picnômetro e para que serve?
6) Como varia a densidade dos diferentes tipos de leite?
7) Por que a densidade do glicerol (glicerina) é maior que a da água? Explique.
8) Apresente uma aplicação prática que envolve o uso da densidade.
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2º BIMESTRE
Laboratório de Química dos Alimentos - Nutrição - NU1M - Prof. Fernando
PRÁTICA Nº 05: ESTUDO DO pH E DOS INDICADORES
1. OBJETIVO
Reconhecer substâncias com caráter ácido e básico, diferenciar o comportamento de ácidos e bases fortes quando comparados a ácidos e bases fracas; medir e observar o valor do pH de substâncias; comparar as soluções e verificar a cor característica do meio com diversos tipos de indicadores.
2. INTRODUÇÃO
Os ácidos e as bases são duas funções químicas consideradas opostas, pois suas propriedades costumam ser inversas. Por exemplo, se considerarmos alimentos presentes em nosso cotidiano, que são ácidos, veremos que o gosto deles, no geral, é azedo, como ocorre com o limão. Porém, alimentos que são básicos possuem gosto adstringente (que “amarra” a boca), como o de uma banana verde.
A definição mais tradicional dos ácidos e bases foi dada pelo cientista sueco Svante Arrhenius, que estabeleceu os ácidos como substâncias que, em solução aquosa, liberam H+, enquanto as bases (ou hidróxidos), também em solução aquosa, liberam OH-.
É possível medir a concentração de hidrogênio iônico (H+) em uma solução aquosa a partir de uma escala logarítmica inversa, que recebeu o nome de potencial hidrogeniônico, ou simplesmente, escala de pH. Esta escala vai de zero a 14, sendo o pH 7 considerado neutro. Os valores menores que sete classificam a solução como ácida e os maiores que sete como alcalinos (bases). 
O aparelho usado para medição de pH é o pHmetro ou medidor de pH. É constituído basicamente por um eletrodo e um circuito potenciômetro. Ele mede as diferenças de potencial elétrico produzidas pelas concentrações de hidrogênio e indica o resultado dentro da escala de 0 a 14.
Para se ter uma ideia do pH de uma solução aquosa, usam-se substâncias indicadoras, os chamados indicadores, como a fenolftaleína, que são substâncias que, por suas propriedades físico-químicas, apresentam a capacidade de mudar de cor na presença de um ácido ou de uma base. Estes indicadores servem apenas para indicar se as soluções se encontram nessas faixas de pH, e não para identificar exatamente o pH da solução.
TABELA 1 - Indicadores ácido-base e intervalos de pH nos quais ocorre variação de cor (“viragem”)
	INDICADOR
	INTERVALO DE pH PARA A MUDANÇA DE COR (“Viragem”)
	MUDANÇA DE COR CORRESPONDENTE
	Azul de timol
	1,2 - 2,8
	Vermelho - Amarelo
	
	8,0 - 9,6
	Amarelo - Azul
	Azul de bromofenol
	3,0 - 4,6
	Amarelo - Violeta
	Verde de bromocresol
	4,0 - 5,6
	Amarelo - Azul
	Fenolftaleína
	8,0
	Incolor - Rosa
3. PARTE EXPERIMENTAL
3.1 Ácidos, Bases e Indicadores
3.1.1 Comparação entre pH de um ácido forte com um ácido fraco (na mesma concentração)
A) Teste para ácido clorídrico (HC):
Numerar 4 tubos de ensaio.
Adicionar 2 mL do ácido clorídrico em cada tubo.
Seguindo a tabela abaixo adicionar 3 gotas de indicador em cada tubo, agitar e anotar a cor observada:
	Nº do Tubo
	HC 0,1 mol/L e o indicador
	Cor observada
	01
	Azul de timol
	
	02
	Azul de bromofenol
	
	03
	Verde de bromocresol04
	Fenolftaleína
	
B) Teste para ácido acético (H3CCOOH):
Numerar 4 tubos de ensaio.
Adicionar 2 mL do ácido acético em cada tubo.
Seguindo a tabela abaixo adicionar 3 gotas de indicador em cada tubo, agite e anotar a cor observada:
	Nº do Tubo
	H3CCOOH 0,1 mol/L e o indicador
	Cor observada
	05
	Azul de timol
	
	06
	Azul de bromofenol
	
	07
	Verde de bromocresol
	
	08
	Fenolftaleína
	
3.1.2 Comparação entre pH de uma base forte com uma base fraca (na mesma concentração)
A) Teste para o hidróxido de sódio (NaOH):
Numerar 4 tubos de ensaio.
Adicionar 2 mL de hidróxido de sódio em cada tubo.
Seguindo a tabela abaixo adicione de 3 gotas de indicador em cada tubo, agite e anote a cor observada:
	Nº. do Tubo
	NaOH 0,1 mol/L e o indicador
	Cor observada
	09
	Azul de timol
	
	10
	Azul de bromofenol
	
	11
	Verde de bromocresol
	
	12
	Fenolftaleína
	
B) Teste para o hidróxido de amônio (NH4OH):
Numerar 4 tubos de ensaio.
Adicionar 2 mL de hidróxido de amônio em cada tubo. 
Seguindo a tabela abaixo adicionar de 3 gotas de indicador em cada tubo, agitar e anotar a cor observada:
	Nº do Tubo
	NH4OH 0,1 mol/L e o indicador
	Cor observada
	13
	Azul de timol
	
	14
	Azul de bromofenol
	
	15
	Verde de bromocresol
	
	16
	Fenolftaleína
	
3.2 Uso do pHmetro e escala de pH
3.2.1 Medidas de pH de diferentes materiais
Inserir, aproximadamente, 25 mL de cada material em um béquer de 50 mL e medir o pH.
Lavar o eletrodo e repetir o procedimento para os diferentes materiais.
	Nº
	Material
	pH medido
	1
	Água 
	
	2
	Ácido clorídrico 
	
	3
	Ácido acético
	
	4
	Hidróxido de sódio
	
	5
	Hidróxido de amônio
	
	6
	Coca-cola
	
	7
	Guaraná
	
	8
	Vinho
	
	9
	Vinagre
	
	10
	Suco de limão concentrado
	
	11
	Café
	
	12
	Leite
	
	13
	Vitamina C (efervescente)
	
	14
	Sal de frutas (sol. saturada)
	
	15
	Sal de frutas (sol. diluída)
	
4. QUESTIONAMENTOS
1) Escreva, na forma de tabelas, todos os resultados encontrados nos experimentos.
2) Qual a diferença de um ácido forte para um ácido fraco? E qual a diferença de uma base forte para uma base fraca? Pesquise a teoria.
3) A partir dos indicadores utilizados, é possível determinar com exatidão o pH das soluções estudadas? Justifique a sua resposta.
4) Qual a limitação do uso dos indicadores?
5) Como funciona, em detalhes, o pHmetro?
6) Discuta os 15 valores de pH dos diferentes materiais. Por que deram abaixo de sete ou próximo a sete ou acima de sete.
7) Os resultados medidos para os 15 materiais estão de acordo com o que se encontra na literatura? Pesquise e discuta.
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Laboratório de Química dos Alimentos - Nutrição - NU1M - Prof. Fernando
PRÁTICA Nº 06: PIGMENTOS NATURAIS (CLOROFILA, ANTOCIANINAS E TANINOS): EFEITO DO pH, DO COBRE, DO ZINCO, DO ÁCIDO CÍTRICO E DO ÁCIDO ASCÓRBICO
1. OBJETIVO
Estudar o comportamento de alguns pigmentos naturais sob efeito do pH, calor, metais e agentes clarificantes.
2. INTRODUÇÃO
Corante é uma tinta, pigmento ou outra substância feita por um processo de síntese ou extraído, isolado ou derivado de outro modo, com ou sem mudança intermediária ou final de identidade, de um vegetal, animal, mineral ou outra fonte e que, quando adicionado ou aplicado a um alimento, medicamento ou cosmético ou ao corpo humano, é capaz (sozinho ou através de reação com outra substância) de conferir uma cor a estes (Code of Federal Regulations, 2016 - U.S. FOOD AND DRUG ADMINISTRATION - FDA).
A cor é um dos atributos mais importantes de um alimento. Ela determina: a aparência, um critério para identificação e o um julgamento da qualidade do produto.
A cor de um alimento deve-se à presença de pigmentos naturais ou pela adição de corantes. A alteração de cor de um alimento é um indicador das alterações químicas e bioquímicas possíveis de ocorrer durante o processamento e/ou a estocagem.
Os pigmentos naturais são agrupados em função de sua estrutura química em:
- Heterocíclicos com estrutura tetrapirrólica (Ex. Clorofila “a” e “b”, Hemoglobina e Mioglobina).
- Isoprenóides (Ex. Carotenóides).
- Flavonóides (Exclusivos de vegetais. Ex. Antocianinas).
- Betalaínas (Também exclusivos de vegetais. Ex. Betacianinas).
- Taninos (Exclusivos de vegetais. São compostos fenólicos especiais que possuem a habilidade de se combinar com proteínas e outros polímeros. Sua presença em frutos provoca adstringência)
- Pigmentos quinoidais (Encontrados em raízes, madeira e em insetos. Pigmentos para uso em alimentos. Ex: Cochonila e Carmin-cochonila).
3. PARTE EXPERIMENTAL
3.1 Clorofila
A) Efeito do pH
Numerar 3 béqueres de 250 mL.
Ao béquer 1 adicionar 30 mL de água.
Ao béquer 2 adicionar 30 mL de solução de ácido acético (H3CCOOH) 1%.
Ao béquer 3 adicionar 30 mL de solução de bicarbonato de sódio (NaHCO3) 1%.
Colocar um pedaço de folha de couve em cada béquer e ferver por três minutos.
Observar e anotar as mudanças de coloração, seguindo a tabela abaixo:
	Nº do Béquer
	Substância
	Caráter (ácido, básico ou neutro)
	Cor observada
	01
	Água
	
	
	02
	Sol. de ácido acético
	
	
	03
	Sol. de bicarbonato de sódio
	
	
B) Efeito do cobre e do zinco
Tratar 3 pedaços de folha de couve com a solução de ácido acético.
Lavar as folhas para retirar o excesso de ácido acético.
Numerar 3 béqueres de 250 mL.
Ao béquer 4 adicionar 30 mL de água.
Ao béquer 5 adicionar 30 mL de solução de acetato de cobre (H3CCOO)2Cu 2%.
Ao béquer 6 adicionar 30 mL de solução de acetato de zinco (H3CCOO)2Zn 2%.
Ferver os três béqueres por três minutos.
Observar e anotar as mudanças de coloração, seguindo a tabela abaixo:
	Nº do Béquer
	Substância
	Cor observada
	04
	Água
	
	05
	Solução de acetato de cobre
	
	06
	Solução de acetato de zinco
	
3.2 Antocianinas
Efeito do pH
Numerar 3 béqueres de 100 mL.
Adicionar em cada béquer 20 mL de suco de uva.
Ao béquer 7 adicionar 30 mL de água.
Ao béquer 8 adicionar 30 mL de solução de ácido acético (H3CCOOH) 1%.
Ao béquer 9 adicionar 30 mL de solução de bicarbonato de sódio (NaHCO3) 1%.
Agitar com bastão de vidro, observar e anotar as mudanças de coloração, seguindo a tabela abaixo:
	Nº do Béquer
	Substância
	Caráter (ácido, básico ou neutro)
	Cor observada
	07
	Água
	
	
	08
	Sol. de ácido acético
	
	
	09
	Sol. de bicarbonato de sódio
	
	
3.3 Taninos
Efeito da presença de ácido cítrico e/ou ácido ascórbico
Cortar a maçã em fatias.
Levar uma fatia à geladeira.
Deixar uma 2ª fatia à temperatura ambiente e exposta à luz.
Passar ácido ascórbico (vitamina C) em uma 3ª fatia
Colocar 4 gotas de suco de limão em uma 4ª fatia.
Observar e anotar as mudanças de coloração, seguindo a tabela abaixo:
	Fatia
	Condição
	Cor observada
	1ª
	Refrigerada
	
	2ª
	Temperatura ambiente/luz
	
	3ª
	Em ácido ascórbico
	
	4ª
	Em ácido cítrico
	
4. QUESTIONAMENTOS
1) Explicar o que aconteceu nos nove béqueres e com as quatro fatias de maçã.
2) Qual o motivo da fervura no 1º procedimento (3.1).
3) O que se pode fazer durante o cozimento de um vegetal verde para manter sua cor?
4) Faça uma pesquise sobre os flavonóides e, mais especificamente, sobre as antocianinas.
5) Qual a enzima responsável pelo escurecimento do tanino na maçã? Qual o pH ideal para esta enzima?
6) Por que em saladas de frutas, a maçã não escurece?
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Laboratório de Química dos Alimentos - Nutrição - NU1M - Prof. Fernando
PRÁTICA Nº 07: PREPARO DE SOLUÇÕES
1. OBJETIVO
Compreender a natureza e a importância das soluções e preparar diferentes soluções para uso em outras práticas. 
2. INTRODUÇÃO
Solução é uma mistura homogênea constituída por duas ou mais substâncias numa só fase. Assoluções são formadas por um solvente (geralmente o componente em maior quantidade) e um ou mais solutos (geralmente componente em menor quantidade).
As substâncias químicas presentes nos organismos de animais e vegetais estão dissolvidas em água constituindo soluções. No cotidiano a maioria das soluções é líquida.
As propriedades físicas e químicas de uma mesma solução são constantes em toda sua extensão, todavia dependem da composição, que pode variar de solução para solução. 
3. PARTE EXPERIMENTAL
3.1 Preparo de 100 mL de solução 0,05 mol/L de Sulfato de cobre II pentaidratado (CuSO4.5H2O)
a) Calcular a quantidade de massa de CuSO4.5H2O necessária para preparar 100 mL de uma solução 0,05 mol/L.
b) Pesar a massa calculada em um béquer de 50 mL.
c) Anotar exatamente o peso observado na balança.
d) Solubilizar o CuSO4.5H2O ainda no béquer e transferir, com o auxílio de funil de vidro e bastão de vidro, a solução para o balão volumétrico de 100 mL.
e) Lavar várias vezes o béquer com água deionizada (transferência quantitativa), inserindo essa água no balão volumétrico.
f) Completar, cuidadosamente, o volume do balão volumétrico para 100 mL, adicionando água até o traço de aferição. Feche o balão e o agite para homogeneizar a solução.
3.2 Preparo de 100 mL de solução 0,01 mol/L de Sulfato de cobre II pentaidratado - A partir da solução 0,05 mol/L (Cálculo de diluição de solução)
a) Calcular o volume da solução de sulfato de cobre II pentaidratado necessário para preparar 100 mL de uma solução 0,01 mol/L.
b) Com o auxílio de uma pipeta volumétrica, transferir o volume calculado para um balão volumétrico de 100 mL.
c) Completar, cuidadosamente, o volume para 100 mL utilizando água deionizada até o traço de aferição. Feche o balão e agite para homogeneizar a solução.
3.3 Preparo de 250 mL de solução 0,1 mol/L de Hidróxido de sódio (NaOH)
a) Calcular a quantidade de massa de NaOH necessária para preparar 250 mL de uma solução 0,1 mol/L.
b) Pesar, rapidamente, a massa calculada em um béquer de 50 mL.
c) Anotar exatamente a massa observado na balança.
d) Solubilizar o NaOH ainda no béquer e transferir, com o auxílio de funil de vidro e bastão de vidro, a solução para o balão volumétrico de 250 mL.
e) Lavar várias vezes o béquer com água deionizada (transferência quantitativa) e inserir essa água no balão volumétrico de 250 mL.
f) Completar, cuidadosamente, o volume para 250 mL com água deionizada até o traço de aferição. Feche o balão e agite para homogeneizar a solução.
g) Armazenar essa solução em um frasco de plástico e rotular (Substância, concentração da solução e nome do grupo), pois esta solução será usada nas próximas aulas.
4. QUESTIONAMENTOS
a) Escreva todos os cálculos envolvidos no preparo das soluções dos tópicos 3.1, 3.2 e 3.3.
b) Acidentalmente, durante a preparação de uma solução, a quantidade de água inserida no balão volumétrico ultrapassa a marca de aferição. O que deve ser feito? Justifique. 
c) Qual é a função da vidraria balão volumétrico?
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Laboratório de Química dos Alimentos - Nutrição - NU1M - Prof. Fernando
PRÁTICA Nº 08: PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES
1. OBJETIVO
Compreender o que é a padronização de soluções e padronizar a solução de Hidróxido de Sóido (NaOH) 0,1 mol/L previamente preparada.
2. INTRODUÇÃO
Quando uma solução de NaOH é preparada, muitas vezes, sua real concentração não é exatamente a calculada, pois esta base é higroscópica e passível de contaminação por CO2, o que diminui a concentração de NaOH na solução.
Para o uso em uma titulação (próxima aula), saber a concentração exata da solução titulante é extremamente importante, por isso soluções são padronizadas utilizando reagentes que são altamente estáveis, e que não absorvem água com facilidade. Estes reagentes são denominados padrões primários. Um padrão primário muito utilizado para padronização de soluções de NaOH, é o Biftalato de potássio, KC8H5O4 (MM = 204 g/mol).
3. PARTE EXPERIMENTAL
3.1 Preparo de solução padrão de biftalato de potássio (KHC8H4O4) 0,1 mol/L
a) Pesar exatamente 2,100 g de biftalato de potássio (KHC8H4O4), em um béquer de 50 mL.
b) Anotar exatamente a massa observada na balança (calcular a concentração real da solução - M = m/MM.V).
c) Dissolver o biftalato de potássio ainda no béquer e transferir a solução para o balão volumétrico de 100 mL.
d) Lavar várias vezes o béquer, com água deionizada, e transferir essa água para o balão volumétrico.
e) Completar, cuidadosamente, o volume para 100 mL, com água deionizada, até a marca de aferição. 
f) Fechar o balão e agitá-lo para homogeneizar a solução.
(Reserve essa solução para a padronização da solução de NaOH.
3.2 Padronização da solução de Hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 mol/L
a) Preparar e encher a bureta com a solução de NaOH a ser padronizada (“fazer ambiente”, “encher”, “retirar o ar” e “zerar”).
b) Pipetar exatamente 10 mL (pipeta volumétrica) da solução padrão de biftalato de potássio (KHC8H4O4), transferindo-a para um erlenmeyer de 125 mL.
c) Adicionar 2 gotas de solução indicadora de fenolftaleína ao erlenmeyer.
d) Titular a solução de biftalato de potássio com a solução de NaOH 0,1 mol/L, a ser padronizada, até a mudança de cor do indicador (incolor para rósea).
e) Anotar o volume consumido de NaOH.
f) Calcular a concentração real da solução de NaOH e determinar o fator de correção (fc).
- CÁLCULOS:
M1.V1 = M2.V2
No qual: 
M1 = Molaridade do NaOH (a ser determinada); 
V1 = Volume de NaOH gasto - bureta (litros); 
M2 = Molaridade do biftalato;
V2 = Volume da solução de biftalato (em litros) (pipeta volumétrica - 10 mL).
- Cálculo de fc:
 fc = MREAL (Exp) Ou seja: MREAL = MTEÓRICO x fc
 MTEÓRICO
g) Repetir a titulação mais uma vez e fazer os cálculos.
h) Comparar os dois resultados e fazer a média.
i) Anotar a concentraçao real da solução de NaOH para usar na próxima aula.
4. QUESTIONAMENTOS
1) O que é um padrão primário? Quais são as suas principais características?
2) Por que aconteceu a mudança da cor da solução após a adição de um determinado volume de solução de hidróxido de sódio?
3) Qual é real concentração molar (mol/L) da solução de NaOH? Escreva todos os cálculos envolvidos. 
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Laboratório de Química dos Alimentos - Nutrição - NU1M - Prof. Fernando
PRÁTICA Nº 09: ANÁLISE VOLUMÉTRICA - DETERMINAÇÃO DA ACIDEZ
1. OBJETIVO
Mostrar que, por intermédio de uma solução de base forte, de concentração conhecida, é possível determinar a concentração de uma solução do ácido forte, ou vice-versa;
Mostrar como se reconhece o ponto final de uma reação de neutralização ácido-base por meio de um indicador;
Determinar o teor de ácido acético em uma amostra de vinagre.
2. INTRODUÇÃO
A reação entre um ácido forte e uma base forte pode ser representada pela equação a seguir:
HaX + M(OH)b MaXb + H2O
Conhecendo a concentração da base, pode-se determinar a concentração do ácido, ou vice-versa. Isto é feito adicionando uma das soluções à outra por intermédio de uma bureta, bastando, então, determinar, por meio de um indicador ácido-base conveniente, o ponto final da reação que, teoricamente, é aquele em que a solução se torna neutra, isto é, pH = 7, a 25 (C.
Na realidade, não é necessário usar um indicador que mude de cor exatamente em pH = 7, já que uma das características da neutralização de um ácido forte por uma base forte, ou vice-versa, é que o pH muda abruptamente, quando faltam apenas gotas para atingir o ponto estequiométrico teórico. Isto quer dizer que se pode usar uma gama de indicadores que mudam de cor, nos intervalos de pH = 4 a pH = 10, sem se cometer um erro significativo.
O ponto de viragem da cor é denominado “ponto final da titulação” (P.F.T.), que não coincide exatamente com o ponto final teórico ou ponto estequiométrico, mas, como já se mencionou,o erro será insignificante.
A técnica utilizada hoje serve para a determinação da acidez do leite e de produtos lácteos, além da daterminação da acidez em azeite demais óleos vegetais.
3. PARTE EXPERIMENTAL
Serão realizadas titulações de uma solução de HC e de vinagre, de concentrações desconhecidas, por intermédio de uma solução 0,1 mol/L de NaOH, previamente preparada, usando azul de bromotimol e fenolftaleína como indicadores. Os indicadores apresentam as seguintes características:
	AZUL DE BROMOTIMOL
	FENOLFTALEÍNA
	Faixa de viragem: pH = 6,2 - 7,6
	Faixa de viragem: pH = 8,0 - 10,0
	Em meio ácido: Cor amarela
	Em meio ácido: Incolor
	Em meio neutro: Cor verde
	Em meio neutro: Incolor
	Em meio básico: Cor azul
	Em meio básico: Cor rosa a carmim
Para começar, não se esqueça: Prepare a bureta (“fazer ambiente”, “encher”, “retirar o ar” e “zerar”).
3.1 Determinação da concentração da solução de Ácido Clorídrico (HC)
a) Pipetar 10,0 mL da solução de HC, de concentração desconhecida, transferindo para um erlenmeyer de 250 mL.
b) Adicionar 2 gotas de solução indicadora de azul de bromotimol.
c) Titular com a solução padronizada de NaOH 0,1 mol/L (agitando vigorosamente o erlenmeyer durante a titulação) até a mudança de cor do indicador (amarelo para verde/azul).
d) Anotar o volume consumido de NaOH. 
e) Repetir a titulação.
f) Calcular a concentração da solução do ácido.
- CÁLCULOS:
M1.V1 = M2.V2 , no qual: 
M1 = Molaridade do NaOH (Conc. Real); 
V1 = Volume de NaOH gasto - bureta (litros); 
M2 = Molaridade da solução de HC;
V2 = Volume da solução de de HC (em litros) (pipeta volumétrica - 10 mL).
3.2 Determinação do teor de ácido acético (H3CCOOH) no vinagre comercial
a) Pipetar 10,0 mL da solução de vinagre transferindo para um erlenmeyer de 250 mL.
(Esta solução foi preparada utilizando 25,0 mL de vinagre comercial para um volume de 500 mL de solução).
b) Adicionar 2 gotas de solução indicadora de fenolftaleína.
c) Titular com a solução padronizada de NaOH 0,1 mol/L (agitando vigorosamente o erlenmeyer durante a titulação) até a mudança de cor do indicador (incolor para rósea).
d) Anotar o volume consumido de NaOH. 
e) Repetir a titulação.
f) Calcular o teor (% m/v) de ácido acético no vinagre.
- CÁLCULOS:
A) Cálculo da massa de ácido acético na alíquota
M1.V1 = m/MM , no qual: 
M1 = Molaridade do NaOH (Conc. Real); 
V1 = Volume de NaOH gasto - bureta (litros); 
m = massa de ácido acético a ser determinada;
MM = Massa Molar do ácido acético (H3CCOOH - MM = 60 g/mol).
B) Cálculo da determinação do teor de ácido acético no vinagre (%m/v)
 m (gramas) _______ 10 mL (alíquota)
 x _______ 500 mL (volume do balão)
 x = “y” gramas (massa de ácido acético no balão)
Mas foram usados 25 mL de vinagre. Logo, para achar o teor percentual (% m/v):
 “y” (gramas) _______ 25 mL
 teor _______ 100 mL
 teor = “xx” g/100 mL = “xx”% (m/v)
4. QUESTIONAMENTOS
1) O que é titulação? Faça a Introdução sobre esta técnica.
2) Qual é a concentração, em mol/L, da solução de HC analisada na aula prática? Escreva todos os cálculos utilizados (Nos Resultados).
3) Qual o teor de ácido acético (%m/v) do vinagre, encontrado na aula prática? Escreva todos os cálculos utilizados (Nos Resultados). Este valor está de acordo com o rótulo? (Na Discussão)
4) Quais são os principais erros que podem acontecer em uma técnica de titulação? (Na Discussão)
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BIBLIOGRAFIA RECOMENDADA
BROWN, THEODORE L. et al. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson, 2012. 972 p. (e edições anteriores).
BRADY, J. E.; SENESE, F. Química: a matéria e suas transformações. Volume 1. 5. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2011. 569 p. (e edições anteriores).
KOTZ, J.C.; TREIC HEL, P. Química Geral e Reações Químicas. Volume 1. 6. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2010. (e edições anteriores).
BARBOSA, LUIZ C LAUDIO DE ALMEIDA. Química Orgânica: uma introdução para as ciências agrárias e biológicas. Viçosa: UFV, 2000 354 p.
DAMODARAN, Srinivasan; PARKIN, Kirk L.; FENNEMA, Owen R. (Org.). Química de alimentos de Fennema. 4. ed. Porto Alegre, RS: Artmed, 2010. 900 p.
ENGEL, Randall G. et al. Química Orgânica Experimental: técnicas de escala pequena. 3. ed. São Paulo, SP: Cengage Learning, 2013. xxiii, 1010. (e outras edições).
RUSSELL, JOHN B. Química geral. Volume 2. 2.ed. São Paulo: Pearson Makron Books, 2010. (e edições anteriores).
SAC KHEIM, GEORGE I.; LEHMAN, DENNIS D. Química e Bioquímica para Ciências Biomédicas. 8. ed. Barueri, SP: Manole, 2001. 644 p.
UCKO, DAVID A. Química para as Ciências da Saúde: uma introdução à química geral orgânica e biológica. 2 ed. São Paulo, SP. Manole, 1992. 646 p.
MOTHEO, Artur de Jesus et al. Experimentos de química geral. São Carlos, SP: IQSC/USP, 2006. 99 p.
TRINDADE, Diamantino Fernandes. Química básica experimental. 2. ed. São Paulo: Ícone, 2003.
SITES PARA PESQUISA
- www.brasilescola.com/quimica
- www.iq.ufrgs.br/ead/quimicageral
- Laboratório Virtual USP
- AllChemy - USP
- quimica.ufsc.br
- CHEMFINDER
- NAEQ - Núcleo de Apoio ao Ensino de Química
- ChemKeys Português
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