Apostila do laboratrio de qumica fundamental Emerson 2015 (2)

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CENTRO FEDERAL DE EDUCAÇÃO 
TECNOLÓGICA DE MINAS GERAIS 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA TECNOLÓGICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
Laboratório de Química 
Fundamental 
 
 
 
 
 
 
 
Prof. MSc. João Paulo de Mesquita 
 
 
 
 
 
 
 
Belo Horizonte - MG 
Julho / 2010 
 
 
Conteúdo 
1. OBJETIVO DA DISCIPLINA ............................................................................................ 1 
2. TRABALHO EM GRUPO .................................................................................................. 1 
3. CADERNO DE LABORATÓRIO ...................................................................................... 1 
4. RELATÓRIOS ..................................................................................................................... 2 
5. AVALIAÇÕES ..................................................................................................................... 5 
6. NORMAS DE SEGURANÇA NO LABORATÓRIO ....................................................... 5 
7. NORMAS E PROCEDIMENTOS NO LABORATÓRIO ............................................... 8 
8. DESCARTE DE REJEITOS (RESÍDUOS) ..................................................................... 10 
9. ROTEIRO DAS AULAS PRÁTICAS .............................................................................. 13 
EXPERIMENTO 01: SEGURANÇA E MATERIAIS DE LABORATÓRIO............................ 13 
EXPERIMENTO 02: MEDIDAS DE VOLUMES ................................................................. 17 
EXPERIMENTO 03: SEPARAÇÃO DE MISTURAS .......................................................... 22 
EXPERIMENTO 04: EVIDÊNCIAS DE REAÇÕES QUÍMICAS ......................................... 25 
EXPERIMENTO 05: CARACTERIZAÇÃO SIMPLES DE SUBSTÂNCIAS I - DENSIDADE 
DE SÓLIDO, LÍQUIDO E GÁS. ......................................................................................... 27 
EXPERIMENTO 06: CARACTERIZAÇÃO SIMPLES DE SUBSTÂNCIAS II - TESTE DE 
CHAMA. ........................................................................................................................... 31 
EXPERIMENTO 07: CARACTERIZAÇÃO SIMPLES DE SUBSTÂNCIAS III - 
DETERMINAÇÃO DO PONTO DE FUSÃO. ..................................................................... 33 
EXPERIMENTO 08: PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES ...................................................... 36 
EXPERIMENTO 9: PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES E DETERMINAÇÃO DE ÁCIDO 
ACÉTICO EM VINAGRE................................................................................................... 41 
EXPERIMENTO 10: SÍNTESE DE UMA SUBSTÂNCIA INORGÂNICA SIMPLES ............. 45 
EXPERIMENTO 11: PREPARAÇÃO DO SULFATO FERROSO ....................................... 48 
EXPERIMENTO 12: PURIFICAÇÃO E CARACTERIZAÇÃO DO 
ÁCIDOACETILSALÍCÍLICO (AAS) .................................................................................... 51 
EXPERIMENTO 13: EQUILÍBRIO QUÍMICO .................................................................... 54 
EXPERIMENTO 14: CINÉTICA QUÍMICA ........................................................................ 57 
EXPERIMENTO 15: ESTEQUIOMETRIA – LEI DE PROUST ........................................... 60 
10. APÊNDICE: ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS E CALIBRAÇÃO DE 
VIDRARIAS ............................................................................................................................ 63 
 
Laboratório de Química Fundamental – DQ/CEFET-MG Página 1 
 
 
1. Objetivo da Disciplina 
 
A disciplina Laboratório de Química fundamental faz parte de um conjunto de 
disciplinas básicas do curso de Química Tecnológica. Nesta disciplina o aluno 
deverá aprender as técnicas básicas de preparação, purificação e 
caracterização de diversas substâncias, aprender a manipular substâncias 
tóxicas e inflamáveis e a montar as aparelhagens necessárias para diversas 
finalidades das outras áreas em química, como orgânica, bioquímica, 
Inorgânica, físico-química e analítica. Neste sentido, a disciplina está 
organizada basicamente em 4 partes: 1) ambientação no laboratório de 
química, conhecimento dos equipamentos básicos bem como a forma correta 
de manipulá-los. Importante destacar que a manipulação de vidrarias e 
equipamentos acontecerá durante todo o curso e na maioria dos experimentos 
fará parte dos objetivos; 2) preparação de soluções e testes analíticos simples 
de identificação de substâncias; 3) evidencias de reações químicas, separação 
de misturas, purificação e preparação de substâncias; 4) por fim, alguns 
experimentos relacionados com os tópicos teóricos abordados na disciplina 
teórica. Além desses aspectos, a disciplina oferece condições para o aluno 
aprimorar e ampliar seus conhecimentos básicos de química, através da 
interação com a disciplina teórica de Química fundamental oferecida 
paralelamente. 
2. Trabalho em grupo 
 
Todos os trabalhos serão realizados por equipes de dois ou mais alunos. 
Compreenda, pois, o seu papel e colabore para que os trabalhos realizados 
sejam o resultado de um esforço conjunto. Na solução de problemas surgidos 
esforce-se ao máximo para resolvê-los, consultando o professor sempre que 
for preciso. 
3. Caderno de Laboratório 
 
 
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Visando um melhor aproveitamento da disciplina, cada aluno deverá ter um 
Caderno de Laboratório exclusivo para a disciplina, onde deverão constar todas 
as informações necessárias para a execução e compreensão do experimento a 
ser realizado. Antes do dia do experimento, a seqüência de atividades a 
serem desenvolvidas deverá ser elaborada e registrada pelo aluno no 
Caderno de Laboratório contendo: 
1. título do experimento e data; 
2. esquema do procedimento (diagrama de blocos) e da aparelhagem, se 
houver; 
3. propriedades físicas dos principais reagentes (p.e., p.f.,d, toxicidade, etc.); 
4. equações das reações químicas; 
5. cálculos envolvidos no experimento (concentração, estequiometria, etc); 
7. observações e comentários; 
8. bibliografia consultada. 
 
4. Relatórios 
 
Um relatório é o relato detalhado de um experimento científico, geralmente 
realizado em laboratório. Aprender a elaborar um relatório significa, antes de 
tudo, aprender a organizar dados, informações e resultados obtidos e transmiti-
los de maneira correta, segundo os critérios científicos aceitos no mundo todo. 
Assim, o relatório faz parte do experimento. 
Um relatório tem como objetivo principal, informar com exatidão e clareza como 
um experimento foi realizado. Quem quiser repetir o experimento, deve ser 
capaz de fazê-lo seguindo a descrição do seu relatório. 
Devido à importância de se saber escrever bem dados científicos, o que 
também é de extrema importância para professores, após a realização de 
alguns experimentos deste curso, cada equipe de alunos elaborará um 
Relatório Científico. Este deverá ser entregue, impreterivelmente, uma 
semana após a execução do trabalho experimental. Nesse relatório deverão 
constar obrigatoriamente, e na seqüência indicada abaixo, os seguintes itens: 
 
1. Título do experimento; 
 
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2. Nome dos autores; 
3. Resumo; 
4. Introdução; 
5. Objetivos; 
6. Parte Experimental; 
7. Resultados e discussão; 
8. Conclusões; 
9. Bibliografia. 
 
A seguir são apresentados alguns esclarecimentos para a preparação de cada 
item. 
 
Capa – A capa do relatório deverá conter: o nome da instituição, nomes dos 
autores, título do experimento e local/data de realização do experimento. 
 
Resumo – Consiste na descrição resumidado experimento e dos resultados 
obtidos, com a finalidade de dar uma idéia global do que foi feito sem a 
necessidade da leitura de todo o relatório. O resumo corresponde ao abstract 
de um artigo cientifico e não deve ultrapassar cinco linhas. 
 
Introdução: Corresponde a uma breve descrição do assunto central do 
experimento, de modo a apresentá-lo ao leitor, ou seja, inteirá-lo do que será 
feito e o porquê da realização do experimento. Uma introdução pode conter 
também uma descrição teórica sobre o fenômeno em estudo extraída de livros 
textos relacionados ao assunto. Entretanto, não pode ser uma cópia de um 
texto ou de qualquer outra referência pesquisada, mas sim uma redação que 
oriente o leitor para o problema estudado e sua importância. 
 
Objetivos: Parte do relatório onde são apresentados os objetivos específicos 
do experimento, ou seja, o que realmente se quer observar. Este item pode ser 
o último parágrafo da Introdução. 
 
Parte Experimental – Deve conter uma descrição precisa e detalhada dos 
procedimentos utilizados, inclusive modificações que tenham sido feitas no 
 
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roteiro, informando todos os dados importantes como quantidades de 
reagentes, solventes, tempo, temperatura das reações, métodos de análises, 
etc. 
Resultados e discussão – Esta seção é uma das mais importantes de um 
relatório. Primeiramente os resultados obtidos devem ser apresentados da 
forma mais clara e completa possível, na forma de tabelas, gráficos, equações 
químicas, cálculos, etc. Em um texto, seguindo uma seqüência lógica e de fácil 
entendimento. Em seguida, os resultados obtidos devem ser discutidos, ou 
seja, comentados pelos autores. Devem-se discutir possíveis fontes de erro, 
correlacioná-las com os dados obtidos, e, sempre que possível, comparar os 
resultados obtidos com os da literatura. Estes itens podem, opcionalmente, ser 
apresentados separadamente. 
 
Conclusão: É uma análise crítica e resumida do trabalho todo tendo relação 
estreita com os objetivos propostos. Neste item deve ser verificado se os 
objetivos específicos foram atingidos, podendo-se ainda fazer proposições que 
levem a melhores resultados. 
 
Bibliografia – É a lista de obras de referência utilizadas na confecção do 
relatório. No texto, deve haver citação da referência usando-se números entre 
colchetes para as referências (Exemplo: [1]). As referências bibliográficas 
devem ser apresentadas segundo as normas da ABNT, como exemplificado 
abaixo. 
a) para citar livros: 
1 - KOTZ, J. C., TREICHEL Jr., P. Química e Reações Químicas, 4ª ed., Rio 
de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 2002. p. 250-71. v. I. 
b) para citar páginas da internet: 
1 - http://www.ufsj.edu.br. Acesso em: 21 jan. 2010. 
 
NÃO ENCADERNE O RELATÓRIO. SIGA A SEQÜÊNCIA DOS ITENS CITADOS ACIMA, SEM 
DEIXAR FOLHAS OU ESPAÇOS EM BRANCO! 
 
 
 
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NA CORREÇÃO DO RELATÓRIO SERÁ SEGUIDA A SEGUINTE PONTUAÇÃO: 
Estudo prévio da prática (elaboração do roteiro) 10,0 pontos 
Introdução e Objetivos: 20,0 pontos 
Experimental: 10,0 pontos 
Resultados e Discussão: 40,0 pontos 
Conclusão: 10,0 pontos 
Bibliografia: 10,0 pontos 
5. Avaliações 
 
Na avaliação de desempenho do aluno na disciplina serão consideradas as 
notas dos relatórios e das provas escritas. A prova constará de questões 
relacionadas com o conteúdo dos experimentos realizados com pontuação de 
40% da nota total da disciplina. Isso significa que todos os relatórios terão uma 
pontuação de 60% do total da disciplina. 
A composição da média final (MF) será a soma das notas dos relatórios (MR) 
mais as notas das provas (MP). 
A média final (MF) será calculada da seguinte forma: 
 
MPMRMF 
 
Se MF < 6,0  Reprovado 
Se MF  6,0  Aprovado 
 
Não haverá prova substitutiva em hipótese alguma. 
 
 
 
6. Normas de Segurança no Laboratório 
 
A ocorrência de acidentes em laboratórios, infelizmente, não é tão rara como 
possa parecer. Visando diminuir a ocorrência e a gravidade destes eventos, é 
absolutamente imprescindível que sejam observadas as normas de segurança, 
descritas abaixo, durante os trabalhos em laboratório: 
 
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1) Siga rigorosamente as instruções específicas do professor; 
2) Localize os instrumentos antiincêndio e se familiarize com o seu uso; 
3) Certifique-se do funcionamento dos chuveiros de emergência; 
4) Nunca fume no laboratório; 
5) Use sempre avental apropriado sob pena de não poder assistir a aula 
prática e ainda sofrer as punições previstas pela ausência em cada 
disciplina; 
6) Nunca deixe frascos abertos ou próximos de chama; 
7) Evite contato de qualquer substância com a pele. Seja extremamente 
cuidadoso ao manusear quaisquer substâncias; 
8) Todas as experiências que envolvem liberação de gases ou vapores tóxicos 
devem ser realizadas na capela (câmara de exaustão); 
9) Sempre que proceder à diluição de um ácido ou hidróxido concentrado, 
adicione-o lentamente, sob agitação, sobre a água, e não o inverso; 
10) Ao aquecer um tubo de ensaio contendo qualquer substância, não volte a 
extremidade aberta do tubo para si ou para outra pessoa próxima; 
11) Não jogue nenhum material sólido dentro da pia ou nos ralos; 
12) Sempre que possível trabalhe com óculos de proteção; 
13) Ao introduzir rolhas em vidrarias, umedeça-a convenientemente e enrole a 
peça de vidro numa toalha para proteger as mãos; 
14) Quando for testar produto químico pelo odor não coloque o frasco sob o 
nariz. Desloque, com a mão, os vapores que se desprendem do frasco para 
a sua direção; 
15) Dedique especial atenção a qualquer operação que necessite aquecimento 
prolongado ou que envolva grande quantidade de energia; 
16) Ao se retirar do laboratório verifique se não há torneiras (água ou gás) 
abertas. Desligue todos os aparelhos, deixe todo o equipamento limpo e 
lave as mãos. 
 
Em um laboratório químico, devemos observar alguns símbolos de advertência 
para o manuseio de reagentes e a execução de procedimentos. Alguns destes 
símbolos são comuns em rótulos de reagentes e nas entradas de laboratórios. 
 
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Assim, é importante saber o significado destes símbolos para que sejam 
tomados os cuidados necessários. Os principais símbolos são: 
 
 
Substância 
Tóxica 
Substância 
Irritante 
Substância 
corrosiva 
Substância 
inflamável 
 
Radiação ou Raio-
X 
Risco Biológico Entrada restrita Equipe de Limpeza 
 
ACIDENTES MAIS COMUNS EM LABORATÓRIOS E PRIMEIROS 
SOCORROS 
 
1) Queimaduras: 
a) Queimaduras causadas por calor seco (chamas e objetos aquecidos): 
- No caso de queimaduras leves, aplicar vaselina líquida; 
- No caso de queimaduras graves, cobrí-las com gaze esterilizada 
umedecida com solução aquosa de bicarbonato de sódio a 5%. 
- Procurar um médico imediatamente. 
b) Queimaduras por ácidos: 
- Lave o local imediatamente com água em abundância, durante cerca de 
cinco minutos. A seguir, lave com solução saturada de bicarbonato de 
sódio e novamente com água. 
c) Queimaduras por álcalis (bases): 
- Lave, imediatamente, o local atingindo com bastante água durante cinco 
minutos. Trate com solução de ácido acético a 1% e lave novamente 
com água . 
 
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2) Ácido nos olhos: 
- Nos laboratórios existem lavadores de olhos acoplados aos chuveirosde 
emergência. A lavagem deve ser feita por quinze minutos, após a qual 
se aplica solução de bicarbonato de sódio a 1%. 
3) Álcali nos olhos: 
- Proceder como no item anterior, substituindo a solução de bicarbonato 
de sódio por uma de ácido bórico a 1%. 
4) Intoxicações por gases: 
- Remova a vítima para um ambiente arejado deixando-o descansar. 
5) Ingestão de substâncias tóxicas: 
- Deve-se administrar uma colher de sopa de “antídoto universal”, o qual é 
constituído de: duas partes de carvão ativo, uma de óxido de magnésio 
e uma de ácido tônico (vitamina do complexo B). 
 
Bibliografia de Segurança no laboratório: 
PAVIA, D. L., LAMPMAN, G. M., KRIS, G. S. Organic Laboratory 
Techniques, 2nd ed., Phyladelphia: Saunders C. Publishing, 1982. p. 4-13. 
NUIR, G. D., ed., Hazards in the Chemical Laboratory, 3rd ed., London: The 
Royal Chemical Society, 1988. 
N. BACCAN, L. E. S. BARATA Manual de segurança para o Laboratório 
Químico IQ - UNICAMP, 1982. 
F. CIENFUEGOS Segurança no laboratório, Rio de Janeiro: Editora 
Interciência, 2001. 
 
7. Normas e procedimentos no laboratório 
 
1. O aluno deverá possuir a apostila contendo todos os roteiros das aulas 
práticas ministradas no corrente período letivo. 
2. O aluno não poderá fazer a prática sem a apostila (roteiro) da mesma. 
3. É obrigatório o uso de avental, calça comprida e sapato fechado em todas as 
aulas práticas,. 
4. É proibido fumar e comer nos laboratórios. 
 
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5. É proibido usar qualquer material do laboratório sem autorização do técnico 
responsável. 
6. O laboratório não deverá ser usado como sala de estudo. 
7. O aluno é responsável pelo material que será usado nas aulas práticas, 
portanto, deverá ter o cuidado de não quebrá-lo ou estragá-lo. 
8. Usar óculos de segurança quando indicado pelo professor. 
9. Secar em estufa apenas o material de vidro necessário. 
10. Identificar sempre o material que for colocado em estufa. 
11. O material específico recebido para determinado experimento deve ser 
devolvido limpo e em condições de uso. 
12. Providenciar a limpeza do piso ou balcão no caso de queda de material 
(chamar o técnico, se for necessário). 
13. Avisar imediatamente os professores ou técnicos em caso de acidente. 
14. Colocar todos os resíduos de reação em frascos apropriados. 
15. Usar balança analítica somente quando for estritamente necessário 
(existem balanças semianalíticas à disposição). 
16. Manter o local de trabalho limpo e organizado. 
17. É proibida a entrada no laboratório em aulas práticas de outros professores. 
18. O aluno não deverá deixar sobre as bancadas, em hora de aulas, materiais 
como bolsas, paletós, cadernos, livros e outros. Só devem ficar sobre a 
bancada a apostila da prática, o caderno e a caneta. 
 
Bibliografia 
 
KOTZ, J. C., TREICHEL Jr., P. Química e Reações Químicas, 4ª ed., Rio de 
Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 2002. v. I e II. 
RUSSELL, J. B. Química Geral, 2ª ed., São Paulo: Makron Books, 1994. v. I e 
II. 
MAHAN, B. M., MYERS, R. J. Química – Um curso universitário, Tradução 
da 4ª ed. americana, São Paulo: Editora Edgard Blücher, 1995. 
ATKINS, P., JONES, L. Princípios de Química – Questionando a vida 
moderna e o meio ambiente, Porto alegre: Bookman, 2001. 
 
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J. E. BRADY, G. E. HUMISTON Química Geral, 2a ed., Rio de Janeiro: Livros 
Técnicos e Científicos, 1986. 
8. Descarte de rejeitos (resíduos) 
 
Até há pouco tempo, os laboratórios descartavam seus rejeitos (resíduos) sem 
os cuidados necessários; solventes voláteis eram evaporados (lançados para a 
atmosfera), sólidos eram descarregados em lixo comum e, líquidos e soluções, 
eram descartados na pia. Essas práticas não são recomendadas e, 
atualmente, existe uma preocupação maior no descarte de rejeitos químicos. 
Existem regras estabelecidas para o descarte de rejeitos, especialmente os 
perigosos; no entanto, muitas vezes são difíceis e de custo elevado para serem 
implementadas. Assim, na prática, procura-se, sempre que possível, minimizar 
a quantidade de resíduos perigosos gerados nos laboratórios de ensino. 
Alguns procedimentos são adotados nesse sentido, como por exemplo: 
a) Redução da escala (quantidade de sustância) de produtos químicos usados 
nos experimentos; 
b) Substituição de reagentes perigosos por outros menos perigosos; 
c) Conversão dos resíduos para uma forma menos perigosa através de reação 
química, antes do descarte; 
d) Redução dos volumes a serem descartados (concentrando as soluções ou 
separando os componentes perigosos por precipitação); 
e) Recuperação dos reagentes para novamente serem utilizados. 
 
 
 
 Instruções para descarte dos resíduos são fornecidas junto com as 
experiências. Quando os resíduos gerados na experiência não forem 
perigosos, poderão ser descartados na pia de acordo com as seguintes 
instruções: 
(1) Soluções que podem ser jogadas na pia devem ser antes diluídas com 
Água, ou jogar a solução vagarosamente acompanhada de água corrente; 
(2) Sais solúveis podem ser descartados como descrito em um. 
 
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(3) Pequenas quantidades de solventes orgânicos solúveis em água (ex: 
Metanol ou acetona) podem ser diluídos antes de serem jogados na pia. 
Grandes quantidades desses solventes, ou outros que sejam voláteis, não 
devem ser descartados dessa maneira. No caso, tentar recuperá-los. 
(4) Soluções ácidas e básicas devem ter seu pH ajustado na faixa de 2 a 11 
antes de serem descartadas. Em caso de pequenos volumes dessas soluções 
(por exemplo, 10 mL ou pouco mais), essas podem ser diluídas e descartadas. 
(5) Em caso de dúvida, perguntar ao professor como proceder ao descarte. 
Algumas orientações básicas: 
 I) RESÍDUO INSOLÚVEL NÃO PERIGOSO: Papel, cortiça, areia, podem ser, 
descartados em um cesto de lixo comum do laboratório. Alumina, sílica gel, 
sulfato de sódio, sulfato de magnésio e outros, devem ser embalados para 
evitar a dispersão do pó e descartados em lixo comum. Se esses materiais 
estiverem contaminados com resíduos perigosos, deverão ser manuseados de 
outra forma. 
(II) RESÍDUOS SÓLIDOS SOLÚVEIS NÃO PERIGOSOS: Alguns compostos 
orgânicos (exemplo o ácido benzóico) podem ser dissolvidos com bastante 
água e descarregados no esgoto. Podem, também, ser descartados junto com 
resíduos insolúveis não perigosos. Caso estejam contaminados com materiais 
mais perigosos deverão ser manuseados de outra forma. 
III) RESÍDUOS LÍQUIDOS ORGÂNICOS NÃO PERIGOSOS: Substâncias 
solúveis em água podem ser descartadas no esgoto. Por exemplo, etanol pode 
ser descartado na pia do laboratório; 1-butanol éter etílico e a maioria dos 
solventes e compostos que não são miscíveis em água, não podem ser 
descartados dessa maneira. Líquidos não miscíveis com a água deverão ser 
colocados em recipientes apropriados para líquidos orgânicos, para posterior 
tratamento. 
IV) RESÍDUOS PERIGOSOS GENÉRICOS: Neste grupo estão incluídas 
substâncias como exato, tolueno, aminas (anilina, trietilamina), amidas, 
ésteres, ácido clorídrico e outros. Deve-se ter especial atenção para as 
incompatibilidades, ou seja, algumas substâncias não podem ser colocadas 
juntas no mesmo recipiente devido à reação entre elas. Por exemplo, cloreto de 
acetila e dietilamina reagem vigorosamente; ambos são reagentes perigosos e 
seus rejeitos devem ser mantidos em recipientes separados. Compostos 
 
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halogenadoscomo 1-bromobutano, cloreto de t-butila e outros, também devem 
ser guardados em recipientes separados dos demais compostos. 
 V) ÁCIDOS E BASES INORGÂNICAS FORTES: Devem ser neutralizados, 
diluídos e então descartados. 
(VI) AGENTES OXIDANTES E REDUTORES: Oxidar os redutores e reduzir os 
oxidantes antes do descarte. O professor dará informações de como proceder. 
 
Esses são alguns exemplos de procedimentos de descarte de rejeitos 
produzidos no Laboratório Químico. É prática comum, antes de iniciar em 
experimento, buscar na literatura especializada informações sobre os efeitos 
tóxicos das substâncias que serão utilizadas e os cuidados necessários para 
manuseio e descarte das mesmas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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9. Roteiro das aulas práticas 
 
EXPERIMENTO 01: SEGURANÇA E MATERIAIS DE LABORATÓRIO 
 
INTRODUÇÃO: As atividades de laboratório exigem do aluno não apenas o 
conhecimento das peças e aparelhos utilizados, mas também o correto 
emprego de cada um deles. 
 
OBJETIVOS. Identificar materiais comuns de laboratório e conhecer sobre a 
segurança em um laboratório de química. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
1. Identifique na bancada cada um dos materiais abaixo: 
 
Balão de fundo chato. Nele são aquecidos líquidos e realizadas reações com 
liberação de gases. Para aquecê-lo, use o tripé com a proteção da tela de 
amianto. 
Balão de fundo redondo. Nele são aquecidos líquidos e realizadas reações 
com liberação de gases. 
Balão volumétrico. É usado para preparar soluções com volumes exatos. 
Frasco de erlenmeyer, ou simplesmente erlenmeyer. Utilizado em titulações, 
aquecimento de líquidos, dissolução de substâncias e realização de reações. 
Quando aquecê-lo, empregue o tripé com a proteção da tela de amianto. 
Copo de becker, ou apenas béquer. Apropriado para reações, dissolução de 
substâncias, precipitações e aquecimento de líquidos. Quando aquecê-lo, 
empregue o tripé com a proteção da tela de amianto. 
Funil (a) e funil analítico (b). O funil é utilizado para filtração. Para filtrações 
mais delicadas (geralmente, em análises quantitativas), emprega-se o funil 
analítico, que tem diâmetro pequeno e haste maior. 
 
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Funil de Büchner. Adapta-se ao frasco de kitassato nas filtrações a vácuo. 
Funil de decantação. Utilizado na separação de misturas de líquidos 
imiscíveis. 
Tubo de ensaio. Empregado para reações em pequena escala, principalmente 
testes de reação. Com cuidado, pode ser aquecido diretamente na chama do 
bico de Bunsen. 
Condensador. Dispositivo para liqüefazer vapores. É utilizado na destilação. 
Bastão de vidro ou bagueta. Haste maciça de vidro com que se agitam 
misturas. 
Proveta ou cilindro graduado. Utilizada para transferir volumes de líquido. 
Não oferece grande precisão e nunca deve ser aquecida. 
Pipeta graduada (a) e pipeta volumétrica (b). São utilizadas para medir com 
exatidão e transferir pequenos volumes de líquidos. 
Bico de Bunsen ou Bico de gás. É a fonte de aquecimento mais empregada 
em laboratório. 
Cadinho. Geralmente é feito de porcelana. Serve para calcinação 
(aquecimento a seco e em altas temperaturas) de substâncias. Pode ser 
colocado em contato direto com a chama do bico de Bunsen. 
Suporte universal. É empregado em várias operações, para sustentação de 
peças. 
Vareta de vidro. Cilindro oco, feito de vidro de baixo ponto de fusão. Interliga 
peças como balões, condensadores, erlenmeyeres, etc, com rolhas. 
Tripé de ferro. Sustentáculo utilizado com a tela de amianto para aquecimento 
de várias peças. 
Tela de amianto. Protege peças submetidas e aquecimento. O amianto 
distribui uniformemente o calor. 
Anel ou argola. Preso à haste do suporte universal, sustenta o funil na 
filtração. 
Pinça simples. Espécie de braçadeira para prender certas peças ao suporte 
universal. 
 
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Garra de condensador. Espécie de braçadeira que prende o condensador (ou 
outras peças, como balões, erlenmeyer etc) à haste do suporte universal. 
Juntas de vidro. São usadas para conectar vidrarias sem rolhas. 
Estante de tubos de ensaio. Serve para alojar tubos de ensaio. 
Pinça de madeira. Utilizada para segurar tubos de ensaio em aquecimento, 
evitando queimaduras nos dedos. 
Cápsula de porcelana. Recipiente para evaporar líquidos. 
Vidro de relógio. Peça côncava para evaporação em análises de líquidos. 
Bureta. Serve para medir volumes, principalmente em análises. 
Triângulo de porcelana. Suporte para cadinhos de porcelana colocados em 
contato direto com a chama do bico de Bunsen. 
Almofariz e pistilo. Empregados para triturar e pulverizar sólidos. 
Frasco de Kitassato. Compõe a aparelhagem das filtrações a vácuo. Sua 
saída lateral se conecta a uma trompa de vácuo. 
Dessecador. Nele guardam-se substâncias sólidas para secagem. Sua 
atmosfera interna deve conter baixo teor de umidade. 
Pinça de Mohr (a) e pinças de Hofmann (b). Servem para reduzir ou obstruir 
a passagem de gases ou líquidos em tubos flexíveis. 
Pinça metálica ou tenaz. Com ela se manipulam objetos aquecidos. 
Pisseta. Frasco para lavagem de materiais e recipientes por meio de jatos de 
água, álcool e outros solventes. 
Bomba de vácuo. Equipamento que faz sucção nas filtrações a vácuo. 
Antigamente usava-se trompa de vácuo, que era adaptada a uma torneira. 
 
 
 
 
 
 
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QUESTIONÁRIO: 
1. Identifique a Figura dos principais materiais visto nesta aula. Obs.: imprima 
está página e responda a lápis ou caneta. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 02: MEDIDAS DE VOLUMES 
 
1. Introdução 
 Em laboratório, o aluno terá sempre de fazer uso de vários tipos de medidas, 
sendo de grande importância aquelas envolvendo volume e massa. Torna-se 
necessário, portanto, que ele conheça corretamente as diversas grandezas de 
volume e a correspondência entre essas grandezas. Ele deve ser capaz de 
identificar e caracterizar os recipientes volumétricos. É necessário que esteja 
ciente dos erros que porventura possam ocorrer, procurando assim evitá-los. A 
eficiência na manipulação dos recipientes volumétricos, bem como de qualquer 
aparelho ou peça de laboratório, também depende, fundamentalmente, dos 
procedimentos de limpeza. 
 
Medidas de Volume 
A seguir são descritos alguns recipientes volumétricos e a técnica correta de 
utilização destes recipientes. 
Proveta: Recipiente de vidro ou de plástico para medidas aproximadas. As 
provetas possuem volume total variável, como 5, 10, 25, 50, 100, 250, 500 e 
1000 mL. Deve ser usada na posição vertical e, para aferição, eleve o menisco 
até a altura dos olhos. Para esvaziar o líquido, entorne-a vagarosamente 
(pode-se usar um bastão de vidro para um escoamento melhor, evitando 
respingos), mantendo-a inclinada até o completo escoamento. 
Bureta: Destina-se especificamente a titulações. É um tubo cilíndrico, 
graduado em mL, com uma torneira controladora de vazão na extremidade 
inferior. Quando graduadas em 0,01 mL, chamam-se “microburetas” e são 
utilizadas para medir volumes com maior precisão. Há também as buretas 
automáticas, com dispositivos que conduzem o líquido automaticamente para 
dentro delas;evitando-se, assim, a contaminação do líquido pelo gás carbônico 
(CO2) do ar. 
Balão volumétrico: trata-se de um recipiente de vidro com o colo longo e 
fundo chato. Um traço de aferição no gargalo indica sua capacidade 
volumétrica. Há balões de várias capacidades, sendo utilizados para preparo 
 
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de soluções. Ao trabalhar com um balão volumétrico, mantenha-o sempre na 
vertical. Para despejar um líquido dentro dele, use um funil. Para adição de um 
sólido siga o exemplo da Figura 1. Essa operação se dá por etapas, 
homogeneizando (agitando o balão) com freqüência a mistura que está sendo 
preparada. Para aferição, coloque o balão sobre a bancada e faça a leitura, 
sempre tomando como referência a parte inferior do menisco. Após isso, tampe 
e faça total homogeneização com movimentos giratórios lentos. 
 
Figura 1: procedimento de adição e aferição num balai volumétrico. 
Pipetas: As pipetas são aparelhos para medidas mais precisas. Existem dois 
tipos de pipeta: as não-graduadas (volumétricas) e as graduadas. A 
volumétrica tem apenas um traço de aferição na parte superior para indicar 
sua capacidade. Já a graduada possui uma escala que nos permite obter 
variadas medidas de volume. A pipetagem de uma solução deve ser executada 
de modo metódico e cuidadoso. Os passos principais são: 
1. Segurar a pipeta pela extremidade superior (use o polegar, o indicador e o 
dedo médio); 
2. Mergulhar a extremidade inferior da pipeta no líquido a ser retirado, tomando 
o cuidado de não deixa-la bater contra o fundo do recipiente; 
3. Fazer sucção com o pipetador na parte superior, até notar que o líquido 
subiu um pouco acima do traço de aferição. Puxar devagar, para que o líquido 
não chegue à boca do pipetador; 
4. Elevar a pipeta até que o traço de aferição fique na altura de seus olhos;. 
 
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5. Com a outra mão, segurar o recipiente do qual está sendo retirado o líquido. 
Posicionar o recipiente de modo que a ponta da pipeta encoste na parede 
interna. 
6. Ao conseguir aferição, tornar a fechar o orifício com o dedo indicador. 
7. Enxugar a superfície exterior da pipeta com papel poroso 
8. Leve a pipeta até o recipiente de destino encoste a ponta na parede interna 
e deixe o líquido escorrer; 
9. Após a vazão total do líquido. Tocar a parede interna do recipiente com a 
extremidade inferior da pipeta para escoar a última gota. Nunca sopre esse tipo 
de pipeta para esgotar o restinho de líquido que sempre sobrará dentro dela. 
10. Nas pipetas de escoamento total (aquelas cuja graduação vai até a ponta), 
sopre até esgotar-se o último mililitro. Somente esse tipo de pipeta deve ser 
soprada para que todo o líquido escoe. 
Pipetador de borracha: No passado, a operação de pipetagem envolvia o 
enchimento da pipeta por sucção com a boca. Esse procedimento, entretanto, 
não é mais recomendado porque é perigoso e anti-higênico, podendo causar 
(retirar como causou no passado) acidentes graves, como intoxicações ou 
queimaduras por soluções ácidas ou básicas. Existem diversas formas de se 
evitar o uso da boca durante a operação de pipetagem. Todavia, a mais prática 
e versátil é a utilização de um pipetador de borracha (vide figura abaixo - 
retirar), que nada mais é que um bulbo de borracha no qual se pode fazer 
vácuo. 
 
Figura 1 – Pipetador de borracha 
 
 
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Esse aparelho tem três válvulas para passagem de ar. A, S e E. A válvula A, ao 
ser pressionada, abre-se, permitindo retirar o ar do bulbo, isto é, fazer vácuo; 
uma vez evacuado o bulbo, ao se pressionar a válvula S, consegue-se 
succionar para dentro da pipeta o volume desejado de líquido. Finalmente, 
esse volume de líquido pode ser transferido, isto é, a pipeta pode ser 
esvaziada, pressionando-se a válvula E. 
 
PARA SUA SEGURANÇA E PROTEÇÃO, SEMPRE UTILIZE UM PIPETADOR DE 
BORRACHA PARA REALIZAR PIPETAGEM DE QUALQUER TIPO DE LÍQUIDO. 
Dentre os erros mais comuns nas medidas volumétricas, destacam-se: 
- Leitura da graduação volumétrica obtida pela parte superior do menisco. 
- Medição de volume de soluções quentes. 
- Uso de instrumento inadequado para medir volumes. 
- Uso de instrumento molhado ou sujo. 
- Formação de bolhas nos recipientes. 
- Controle indevido da velocidade de escoamento. 
 De um modo geral, para medidas aproximadas de volumes líquidos, 
usam-se cilindros graduados ou provetas, enquanto, para medidas precisas, 
usam-se pipetas, buretas e balões volumétricos, que constituem o chamado 
material volumétrico. Aparelhos volumétricos são calibrados pelo fabricante e a 
temperatura padrão de calibração é de 20o C. 
 
Técnica para efetuar medida de volumes de líquidos: 
Ao se colocar um determinado líquido em um recipiente para efetuar a medida 
de seu volume, a linha divisória entre o líquido e o ar denomina-se menisco e 
esta é utilizada como referência para a leitura do volume.Para a maioria dos 
líquidos, o menisco apresenta um mínimo na região central do aparelho de 
medida. Isto ocorre, devido à superioridade das forças adesivas (líquido-
recipiente) em relação às forças coesivas (líquido-líquido). 
 
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Se o líquido for transparente, deve-se utilizar o ponto de mínimo para efetuar a 
leitura. Se for opaco, utiliza-se a parte superior (Figura 2b). 
Em alguns casos, as forças coesivas (líquido-líquido) são maiores que as 
forças adesivas (líquido-recipiente) daí o menisco apresenta um máximo, o 
qual deve ser utilizado como referência para leitura. 
Para efetuar a leitura do volume de um líquido, procure sempre se posicionar 
de modo que a sua linha de visão fique alinhada em relação à superfície do 
líquido, como ilustrado na figura 2. Este procedimento evita erros de leitura 
decorrentes de mal posicionamento de seu olho em relação à altura do 
menisco do líquido 
 b) 
Figura 2: a) Leitura do menisco em um aparelho volumétrico. b) Com líquidos 
escuros a leitura é feita na parte superior do menisco. 
 
Objetivos: Familiarizar-se com medidas de volume. 
 
2. Procedimento experimental 
a) Medidas de Volume 
1. Medir 20 mL de água em uma bureta e transferir para um béquer de 50 mL. 
2. Medir 20 mL de água usando uma pipeta volumétrica e transferir para um 
béquer de 50 mL. 
3. Medir 25 mL em um béquer e transfira para uma proveta. 
4. Explicar em cada caso a que se devem as diferenças observadas nos 
volumes medidos. 
 
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EXPERIMENTO 03: SEPARAÇÃO DE MISTURAS 
 
 
1. Introdução 
 Mistura é a associação de duas ou mais substâncias cujas estruturas 
permanecem inalteradas, ou seja, não ocorre reação entre elas. As misturas 
em que não é possível distinguir uma superfície de separação entre uma 
substância e outras são chamadas misturas homogêneas, caso contrário, são 
ditas heterogêneas. Os métodos de separação de misturas podem ser 
classificados de acordo com as fases do sistema. Para misturas heterogêneas 
sólido-sólido, sólido-líquido, líquido-líquido e sólido-gás podemos citar como 
exemplos a catação, a destilação, a decantação e a filtração respectivamente. 
Para misturas homogêneas sólido-líquido, líquido-líquido e gás-gás podemos 
citar destilação simples, a destilação fracionada e liquefação fracionada, 
respectivamente. Além destes outros métodos podem ser utilizados. 
Para a separação (purificação) de líquidos, a destilação é a técnica mais 
importante, sendo umdos processos mais comuns nas indústrias químicas e 
farmacêuticas. A Destilação simples é uma operação normalmente utilizada 
na separação de um líquido de uma substância não volátil. Consiste na 
vaporização do líquido e condensação do vapor formado. A Destilação 
fracionada é o processo usado para separar misturas homogêneas de 
líquidos. Para purificar misturas deste tipo é necessário separar as primeiras 
frações do destilado que são ricas no componente mais volátil. Estas frações 
devem ser novamente destiladas para purificar este componente. Outros 
métodos bastante utilizados em laboratórios são a centrifugação e a filtração. A 
Centrifugação é o processo utilizado para acelerar o processo de decantação, 
ou seja, a separação de fases enquanto a Filtração consiste num 
procedimento a separação de misturas heterogêneas de natureza sólido-líquido 
ou sólido-gás. 
 
Objetivos: Separar os componentes de diferentes tipos de misturas utilizando 
destilação simples e fracionada, filtração e centrifugação. 
 
 
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2. Procedimento experimental 
Centrifugação 
1. Em um tubo de ensaio, adicione 5mL de leite e algumas gotas de ácido 
acético diluído. Observe a precipitação da caseína. 
2. Coloque o tubo na centrífuga, equilibrando-o com outro tubo de ensaio 
contendo água com massa semelhante ao anterior. Centrifugue por três 
minutos. Observe. 
Obs.: Antes de usar a centrífuga procure ajuda com o professor e/ou 
responsável. 
Filtração simples 
Para realizar a filtração de uma mistura sólido-líquido, primeiramente devemos 
colocar essa mistura em um filtro. Esse filtro permite a passagem do líquido e 
impede a passagem do sólido. 
1. Em um béquer, adicione 15mL de solução de ácido sulfúrico (H2SO4) e 15mL 
de solução de hidróxido de cálcio. Observe 
2. Prepare o equipamento para filtração, conforme figura 1. 
3. Proceda a filtração da mistura contida no béquer. 
4. Teste o caráter ácido-básico do filtrado utilizando papel tornassol. 
 
Figura 1: preparação do filtro de papel e da montagem para realização de uma 
filtração simples. 
 
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Filtração a vácuo 
O processo de filtração pode ser acelerado pela filtração à vácuo, onde uma 
trompa de vácuo "suga" o ar existente na parte interior do kitassato, o que 
permite um mais rápido escoamento do líquido. Monte o equipamento para 
filtração à vácuo, conforme figura 2 e realize os mesmos procedimentos do 
item anterior. 
 
 
 
 
 
 
Figura 2. Esquema de filtração a vácuo. 
 
QUESTIONÁRIO: 
1. Que substância(s) predomina(m) em cada uma das frações destiladas? 
2. Por que, em uma destilação, a água de resfriamento deve percorrer caminho 
inverso ao vapor a ser condensado? 
3. Qual a finalidade de uma centrífuga? 
4. Comente a respeito do valor da temperatura de ebulição do vinho. 
5.Quando se emprega a filtração a vácuo? 
6. Ao realizar a filtração, que substância ficou no papel de filtro? Que 
substâncias constituem o filtrado? Escreva a equação química correspondente 
ao fenômeno observado. 
7. Explique o caráter ácido ou básico que você observou no filtrado. 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 04: EVIDÊNCIAS DE REAÇÕES QUÍMICAS 
 
 
1. Introdução 
Uma reação química ocorre quando certas substâncias se transformam em 
outras. Para que isso possa acontecer, a ligação entre átomos e moléculas 
devem ser rompidas e devem ser restabelecidas de outra maneira. 
Como estas ligações podem ser muito fortes, energia, geralmente na forma de 
calor, é necessária para iniciar a reação. As novas substâncias possuem 
propriedades diferentes das substâncias originais (reagentes). 
Como a ocorrência de uma reação química é indicada pelo aparecimento de 
novas substâncias (ou pelo menos uma) diferentes das que existiam antes, 
quando as substâncias reagem, às vezes ocorrem fatos bastante visíveis que 
confirmam a ocorrência da reação e dentre eles, podemos destacar: 
desprendimento de gás e luz, mudança de coloração e cheiro, formação de 
precipitados, etc.. 
Objetivos: Verificar a ocorrência de reações químicas através de evidências 
como: coloração, alteração da temperatura, formação de precipitado, alteração 
de cheiro, liberação de gás, etc. 
 
Materiais: tubos de ensaio, pipeta de Pasteur. 
Reagentes: HCl e NaOH = 1,0 molL-1, Acetato de sódio = 0,5 molL-1, outras 
soluções: 0,2 molL-1. 
 
2. Procedimento experimental 
1. Em tubos de ensaio, misture cerca de 1 mL das soluções aquosas 
presentes em sua bancada, duas a duas, conforme indicado na Tabela 
abaixo (tome bastante cuidado para não utilizar pipeta suja e contaminar 
as soluções de trabalho). 
 
 
 
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2. Relate na coluna de “EVIDÊNCIA DA REAÇÃO” suas observações após 
cada reação. 
 
No Mistura de 1 mL + 1 mL Evidência da Reação 
01 HCl + NaOH (*) 
02 HCl + Na2CO3 
03 HCl + NaC2H3O2 () 
04 HCl + K2CrO4 
05 HCl + Zn 
06 HCl + Cu 
07 BaCl2 + Na2SO4 
08 BaCl2 + KNO3 
09 BaCl2 + K2CrO4 
10 CuSO4 + NH4OH (exc) 
11 CuSO4 (exc) + NH4OH 
12 CuSO4 + Fe (prego) 
13 FeCl3 + NaOH 
14 FeCl3 + KSCN 
15 Na2CO3 + CaCl2 
OBS.: (*) = medir a temperatura inicial e final; (exc) = colocar em evidente excesso; () 
= aquecer a mistura. 
4. Questões: 
1. Diferencie equação química de reação química. 
2. Dê as equações químicas balanceadas das reações realizadas. 
3. Em algumas misturas realizadas não se observa evidência de reação. 
Explique. 
4. Que tipo de ligação química ocorre em cada reação? 
 
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EXPERIMENTO 05: CARACTERIZAÇÃO SIMPLES DE SUBSTÂNCIAS I - 
DENSIDADE DE SÓLIDO, LÍQUIDO E GÁS. 
 
1. Introdução 
Dentre as varias funções de um químico a identificação ou caracterização das 
substancias talvez seja a mais emblemática. Atualmente há diversas técnicas 
modernas (RMN, XPS, FTIR etc) cada vez mais precisas e complexas. Porém 
em muitos casos simples procedimentos são suficientes ou permite ao químico 
iniciar seu trabalho de identificação evitando o uso de ferramentas 
desnecessárias. Importante destacar que a maioria dos equipamentos 
modernos são caros com altos custos de manuntenção. Cabe ainda ressaltar 
que na maioria dos casos, para a caracterização conclusiva de uma substância 
é necessário a utilização de varias técnicas. Dentre estes procedimentos 
simples podemos destacar, a densidade, os testes de chama e o ponto de 
fusão. 
 A densidade é a relação entre a massa e o volume de uma amostra a uma 
dada temperatura, d= m/v , e pode ser expressa mais comumente por g/mL ou 
g/cm3 . 
Nota: Medidas de Massa 
O instrumento mais importante e mais comumente encontrado em um 
laboratório químico para medidas de massa é a balança. As balanças são 
usualmente classificadas de acordo com sua precisão sendo os seguintes tipos 
mais comuns: 
Balança semi-analítica: precisão de 10 mg (0,001 g); 
Analítica: precisão de 0,1 mg (0,0001 g); 
Existem muitos tipos e modelos de balança, com diferentes precisões e 
capacidade. Quanto ao funcionamento, as balanças de laboratório podem ser 
mecânicas ou eletrônicas. As balanças mecânicas comparam a massa do que 
se quer pesar com a massa de pesos padrões. As eletrônicas dispõem de um 
sensor de pressão colocado sob o prato; a informação fornecida pelo sensor é 
convertida eletronicamente para leitura direta do peso em um mostrador digital.Laboratório de Química Fundamental – DQ/CEFET-MG Página 28 
 
 
As balanças são instrumentos delicados e caros que devem ser manejados 
com cuidado. A balança deve ser mantida limpa e os objetos a serem pesados 
devem estar à temperatura ambiente. Após a pesagem, a balança deve ser 
colocada na posição "zero". Os reagentes a serem pesados não devem ser 
colocados diretamente sobre o prato da balança, mas em recipientes 
adequados como pesa-filtro, béquer, vidro de relógio, etc. 
Objetivos: Determinar a densidade de alguns sólidos, líquidos e gases. 
Estabelecer as diferenças entre propriedades extensivas e intensivas. 
Materiais: prego, pedra, água destilada, comprimido efervescente “sonrisal®”. 
 
2. Procedimento experimental 
 
a) Determinação da densidade de sólidos 
1. Determine a massa do prego disponível em sua bancada. 
2. Adicione exatamente 40 mL de água a uma proveta de 50 ou 100 mL. 
Mergulhe o prego, de massa conhecida, na água da proveta. 
3. Faça nova leitura do volume de água na proveta. 
4. Determine o volume do prego e coloque os dados na Tabela I. 
5. Repetir o mesmo procedimento que você fez com o prego para a pedra. 
 
b) Determinação da densidade de líquidos 
1. Colocar na balança um béquer pequeno, de aproximadamente 25mL, e zerar 
a balança; 
2. Com auxílio de uma pipeta graduada, transfira 5 mL de água destilada para 
o béquer e faça a pesagem da água. Transfira os dados para a Tabela 1. 
 
c) Determinação da densidade de gases 
1. Monte o sistema apresentado na Figura 1. 
 
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2. Coloque água até aproximadamente um terço do volume de um tubo de 
ensaio ou de um erlenmeyer pequeno. Determine a massa desse conjunto e 
anote (m1). 
3. Encha uma proveta de 100 mL de água e mergulhe em uma cuba contendo 
água conforme é mostrado na figura 1. 
4. Mergulhe um termômetro na cuba e verifique a temperatura da água. 
5. Pese 1/3 de um comprimido de “sonrisal®” (ms). 
6. Depois que toda a aparelhagem estiver montada, retire a tampa do tubo, 
coloque o fragmento de “sonrisal®” e feche rapidamente. Deixe que todo o gás 
carbônico seja recolhido na proveta. 
7. Após o comprimido ter sido totalmente consumido, nivele a água da proveta 
com a água da cuba, suspendendo ou abaixando a proveta, conforme 
necessário. 
8. Meça o volume de gás carbônico no interior da proveta. 
9. Retire a rolha do tubo de ensaio e pese novamente o tubo com os resíduos 
da reação (m2). A massa de gás carbônico será: m(CO2) = (m1 + ms) – m2. 
10. Anote na Tabela I, a massa e o volume de gás carbônico e determine a sua 
densidade. 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1. Montagem Experimental para determinação da densidade do CO2. 
 
 
 
 
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Tabela I. Massa e volume e densidade de alguns materiais. 
Amostra Massa (g) Volume (mL) m / v 
Prego 
Pedra 
Água 
CO2 
 
 
QUESTIONÁRIO: 
1. O que é propriedade intensiva? E extensiva? Você identifica alguma(s) 
dela(s) neste experimento? Qual(is)? 
2. Além da densidade, que outras propriedades podem ser usadas na 
identificação de substâncias? 
3. Por que é necessário igualar os níveis de água da proveta e da cuba, em 
que está mergulhada a proveta, para fazer a leitura do volume de gás? 
4. Transforme o volume de gás carbônico medido no laboratório para as CNTP, 
sabendo que a pressão atmosférica no laboratório é aproximadamente 0,92 
atm. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 06: CARACTERIZAÇÃO SIMPLES DE SUBSTÂNCIAS II - 
TESTE DE CHAMA. 
 
1. Introdução 
A chama tem um papel muito importante em química. A Figura 1 ilustra um 
esquema de uma chama, mostrando as principais regiões e suas temperaturas 
aproximadas. O teste da chama baseia-se no fato de que o fornecimento de 
uma certa quantidade de energia a um determinado elemento, faz com que 
elétrons da camada de valência absorvam esta energia passando para um 
nível excitado. O retorno destes elétrons ao estado fundamental emite uma 
quantidade de energia com comprimento de onda característico do elemento e 
da mudança do nível eletrônico de energia. Assim, a cor resultante da chama é 
usada para identificar o referido elemento. 
 
Figura 1: Chama do bico de Bunsen e suas regiões. a) parte oxidante; b) parte 
redutora; c) parte neutra. 
 
Objetivos: Identificar metais, pela coloração produzida numa chama a alta 
temperatura, e correlacionar este fenômeno com o modelo atômico de Bohr. 
 
2. Procedimento experimental 
1- Limpeza do fio de níquel-cromo: O fio de níquel-cromo deve ser aquecido na 
chama oxidante do bico de Bunsen até adquirir coloração rubra. Em seguida, 
deve ser mergulhado aquecido numa solução de HCl 6 molL-1 (contida num 
 
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tubo de ensaio) e aquecer novamente. Este procedimento deverá ser repetido 
várias vezes até que a chama não apresente coloração alguma quando o fio for 
colocado na chama. 
2- Teste da chama: Adicione em uma placa de testes algumas gotas de 
solução concentrada de cloreto de sódio. Em seguida, mergulhe a ponta do fio 
níquel-cromo na solução e levá-lo na zona oxidante da chama. Observar a cor 
da chama e anote. 
3- Repita o procedimento anterior com soluções de cloreto de cálcio, de bário, 
de estrôncio e de potássio. Não esqueça de limpar o fio de níquel-cromo após 
cada análise, de acordo com o item 1. 
4- Anote as cores observadas e organize uma tabela com os resultados obtidos 
e as substâncias utilizadas. 
 
QUESTIONÁRIO: 
1- Por que as diferentes substâncias apresentam cores diferentes ao serem 
aquecidas na chama? 
2- Como o modelo atômico de Bohr pode ser usado para explicar esses 
resultados? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 07: CARACTERIZAÇÃO SIMPLES DE SUBSTÂNCIAS III - 
DETERMINAÇÃO DO PONTO DE FUSÃO. 
 
1. Introdução 
No laboratório, muitas vezes o químico precisa identificar determinados 
materiais desconhecidos. Para isto utiliza-se alguma propriedade característica 
das substâncias. Uma delas é a densidade. No entanto, uma propriedade 
apenas não é suficiente para caracterizar uma substância, uma vez que 
substâncias diferentes podem, por exemplo, ter densidades semelhantes. Duas 
outras propriedades importantes para caracterização de uma substância pura 
são o ponto de fusão e o ponto de ebulição. Neste experimento, serão 
utilizadas duas formas diferentes para determinação do ponto de fusão da 
naftalina. 
Objetivos: Construir a curva de solidificação da naftalina e determinar seu 
ponto de fusão. Utilização do handbook. 
 
2. Procedimento experimental 
Primeira parte 
1. Triture duas bolinhas de naftalina e coloque em um tubo de ensaio. 
2. Coloque água em um béquer de 250mL até aproximadamente um terço de 
seu volume. 
3. Coloque o tubo de ensaio com a naftalina no béquer e aqueça o conjunto, 
utilizando um bico de bunsen e uma tela amianto com suporte ou uma placa de 
aquecimento. 
4. Observe o processo de aquecimento. Quando a naftalina estiver quase toda 
fundida coloque o termômetro dentro dela, observe a variação de temperatura 
até que toda ela se funda. 
ATENÇÃO: Cuidado para não deixar a temperatura ultrapassar o limite 
máximo do termômetro. 
5. Retire o tubo com o termômetro e prenda em um suporte universal. Faça 
leitura da temperatura de 30 em 30 segundos até quea naftalina se solidifique 
 
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e anote em uma tabela. Obs. O controle da temperatura pode ser interrompido 
por volta de 700C. Observe as temperaturas de início e fim da solidificação. 
ATENÇÃO: Aqueça novamente o tubo para fundir a naftalina e retirar o 
termômetro. Não tente retirá-lo com a naftalina sólida, poderá quebrá-lo. 
 
Segunda parte 
1. Coloque em um béquer aproximadamente um terço de água. 
2. Feche a extremidade de um tubo capilar e coloque a naftalina triturada em 
quantidade não superior a 2 mm. 
3. Com o auxílio de um anel de borracha, prenda o capilar ao termômetro, de 
forma que a amostra fique na altura do bulbo do termômetro. 
4. Prenda este conjunto em um suporte metálico deixando-o mergulhado na 
água do béquer, conforme figura 1. 
5. Inicie o aquecimento. A elevação de temperatura deve ser lenta para melhor 
observação do termômetro. 
6. Anote as temperaturas inicial e final da mudança de estado da amostra. 
Verifique no “Handbook of Chemistry and Physics” o valor do ponto de fusão do 
naftaleno. 
 
Figura 1: Montagem para determinação do ponto de fusão. A): capilar; B) 
Termômetro. 
 
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QUESTIONÁRIO: 
1. Construa um gráfico tempo x temperatura. 
2. Interprete o gráfico e determine a temperatura de solidificação da naftalina. 
Esta temperatura coincide com as suas observações durante o experimento? 
Comente. 
3. A temperatura de solidificação depende da quantidade de naftalina? Por 
quê? 
4. Você determinou a temperatura de solidificação da naftalina. Qual é a 
temperatura de fusão dela? Justifique sua resposta. 
5. Compare os valores encontrados para o ponto de fusão do naftaleno na 
primeira e segunda parte do trabalho. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 08: PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES 
 
1. Introdução 
Uma solução, no sentido amplo, é uma dispersão homogênea de duas ou mais 
espécies de substâncias moleculares ou iônicas. No âmbito mais restrito, 
entretanto, denominamos soluções as dispersões que apresentam as 
partículas do disperso (soluto) com um diâmetro inferior a 10 Å. Nas soluções, 
as partículas do soluto não se separam do solvente sob ação de 
ultracentrífugas, não são retidos por ultrafiltros e não são vistas através de 
microscópios potentes. Os instrumentos citados conseguem separar, reter e 
visualizar as partículas do soluto numa dispersão coloidal. Já na dispersão 
grosseira, as partículas do soluto são separadas, retidas e visualizadas com 
auxílio de instrumentos comuns. Portanto, numa solução, o soluto e o solvente 
constituem uma única fase e toda mistura homogênea constitui uma solução. 
De acordo com a quantidade de soluto dissolvido as soluções podem ser 
classificadas em insaturada, saturada e supersaturada. 
Solução insaturada: contém, numa dada temperatura, uma quantidade de 
soluto dissolvido MENOR que a sua solubilidade nesta temperatura. Exemplo: 
a solubilidade do acetato de sódio é igual a 123,5 g/ 100 g de água a 20oC. 
Uma solução que contém 80 g desse sal dissolvidos em 100 g de água a 20oC, 
constitui uma solução não saturada. 
Solução saturada: contém, numa dada temperatura, uma quantidade de 
soluto dissolvido IGUAL que a sua solubilidade nesta temperatura. Ex.: 123,5 g 
de acetato de sódio em 100 g de água a 20oC. 
Solução supersaturada: contém, numa dada temperatura, uma quantidade de 
soluto dissolvido MAIOR que a sua solubilidade nesta temperatura (solução 
metaestável). Ex.: 124,0 g de acetato de sódio em 100 g de água a 20oC. 
Concentração de uma solução é a relação entre a quantidade do soluto e a 
quantidade do solvente ou da solução. Uma vez que as quantidades de 
solvente e soluto podem ser medidas em massa, volume ou quantidade de 
matéria (número de moles) há diversas unidades de concentração de soluções. 
As mais utilizadas são: 
Concentração em gramas por litro 
 
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Esse termo é utilizado para indicar a relação entre a massa do soluto (m), 
expressa em gramas, e o volume (V), da solução em litros: 
 
 
 
Concentração em quantidade de matéria (Molaridade) 
É a relação entre a quantidade de matéria, ou números de moles, do soluto (n) 
e o volume da solução (V), expresso em litros. 
 
 
 
Composição percentual 
Um método bastante usual de expressão da concentração baseia-se na 
composição percentual da solução. Essa unidade de concentração relaciona a 
massa (m) ou o volume (V) do soluto com a massa ou o volume do solvente ou 
da solução, conduzindo a notações tais como: 
10% (m/m); 10% (m/V); ou 10% (V/V) 
 
A preparação de soluções de forma correta é uma das tarefas mais 
importantes de um químico. Porém, para cada tipo de reagente é necessário 
procedimentos diferentes 
Objetivos: Preparar soluções aquosas de ácidos, pelo método da diluição de 
soluções concentradas, preparar uma solução aquosa de uma base e outra de 
um sal. Utilizar técnicas de transferência de soluto sólido e de líquidos. 
Empregar técnicas de pesagem. Apresentação do Livro - Manual de Soluções, 
Reagentes e Solventes - Tokio Morita - Roseli Maria V. 
 
Materiais: Balança, béquer de 100 mL (2), bastão de vidro (1), balão 
volumétrico de 100 mL (2), bureta de 10 mL, pipetador de borracha (“pêra”), 
espátula ou colher de plástico, copo descartável de plástico (pequeno), pisseta 
com água destilada, frasco para armazenar a solução (2), tubo de ensaio (2), 
papel indicador de pH, papel de tornassol azul e vermelho. 
C (g/L) =
m (g)
V(L)
C (mol/L) = 
V(L)
n n =
m
M
 
Laboratório de Química Fundamental – DQ/CEFET-MG Página 38 
 
 
Reagentes: Hidróxido de sódio PA, ácido clorídrico PA (37% m/m; 
d = 1,18 g/mL) e fenolftaleína (solução alcoólica 1%). 
 
2. Procedimento experimental 
 
Preparação de 100 mL de uma solução de NaOH a 0,1 mol/L. 
1. Calcule a massa necessária do soluto para preparar esta solução. Utilize 
uma espátula e copinho plástico para transferir a massa pesada. 
2. Coloque o NaOH em um béquer de 100 mL, contendo aproximadamente 
40 mL de H2O destilada, e dissolva com auxílio de um bastão de vidro. Espere 
a solução atingir a temperatura ambiente e transfira com cuidado para o balão 
volumétrico de 100 mL. 
3. Adicione o solvente até que o volume da solução atinja a marca indicativa no 
gargalo do balão (menisco). 
4. Preparada a solução, a mesma deve ser homogeneizada invertendo-se o 
balão volumétrico (bem tampado) várias vezes. 
5. Transfira a solução para um frasco e rotule-o com etiqueta. 
6. Reserve essa solução de NaOH, em frasco apropriado e rotulado, para uso 
posterior. 
Preparação de 100 mL de uma solução de NaCl a 0,05 mol/L. 
Siga o mesmo procedimento do item anterior. 
 
Preparação de 100 mL de uma solução a 0,1 mol/L em HCl 
1. Calcule o volume necessário de HCl concentrado para preparar uma solução 
0,1 mol/L. 
2. Com auxílio de uma pipeta, adicione o volume medido em um béquer de 
100 mL, contendo aproximadamente 50 mL H2O destilada. (Obs.: Esse 
procedimento deve ser feito na capela). 
3. Espere a solução atingir a temperatura ambiente e transfira, com cuidado, 
para o balão volumétrico de 100 mL. 
4. Adicione água até que o volume da solução atinja a marca indicativa do 
balão. 
 
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5. Preparada a solução, a mesma deve ser homogeneizada invertendo-se o 
balão volumétrico(bem tampado) várias vezes. 
6. Transfira a solução para um frasco e rotule-o com etiqueta. 
7. Reserve essa solução de HCl, em frasco apropriado e rotulado, para uso 
posterior. 
Preparação de 100 mL de uma solução de H2SO4 a 0,1 mol/L. 
Siga o mesmo procedimento do item anterior. 
Teste de pH 
1. Com um bastão de vidro coloque uma gota de cada solução (HCl e NaOH) 
em um papel de tornassol azul e vermelho, respectivamente, e observe a cor. 
2. Repita o procedimento utilizando um papel indicador universal. Neste caso, 
estime o valor do pH por comparação com o padrão fornecido. 
3. Coloque também um pouco de cada solução em tubos de ensaio e adicione 
2 gotas de fenolftaleína e verifique se houve mudança de cor. 
 
Diluição 
1. A partir da solução de HCl preparada, prepare 100 mL de solução 0,05 molL-
1. 
2. A partir da solução de NaOH recém-preparada, faça diluição 1:1 e outra 
1:10. 
3. Calcule as novas concentrações, em molL-1, das soluções de NaOH. 
 
QUESTIONÁRIO: 
1. Defina o que é uma solução. 
2. O que é uma reação exotérmica? Dê um exemplo. 
3. Defina concentração de uma solução. 
4. O que é uma substância higroscópica? 
5. O que indica o teste com fenolftaleína? Qual a cor apresentada pela 
fenolftaleína em meio ácido e em meio básico? 
6. O que ocorre com o papel tornassol azul e vermelho em solução ácida e em 
solução básica? 
 
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7. Calcule a massa necessária de NaOH para se preparar 250 mL de solução 
0,1 molL-1. 
8. A partir de uma solução de 6 mol/L de H2SO4, calcule o volume necessário 
para preparar 500 mL de solução 0,5 mol/L 
9. Qual o volume de HNO3 concentrado necessário para preparar 250 mL de 
uma solução 0,1 mol/L? Dados: HNO3 conc.: 65% m/m; d = 1,5 g/mL. 
10. Dissolveu-se 56,8 g de Na2SO4 em água e completou-se o volume para 
1000 mL. Qual a concentração, em mol/L, desta solução? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 9: PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES E DETERMINAÇÃO DE 
ÁCIDO ACÉTICO EM VINAGRE 
 
1. Introdução 
Este experimento ilustra uma importante rota de análise de soluções, 
conhecida como volumetria, ou técnicas volumétricas, que correspondem a um 
conjunto de metodologias analíticas fundamentadas na determinação do 
volume de uma solução de concentração perfeitamente conhecida 
(chamada solução padrão), necessário para reagir quantitativamente com um 
volume conhecido de amostra contendo à espécie de interesse. A 
concentração da espécie a ser determinada pode ser calculada a partir do 
volume de solução padrão gasto no processo, da sua concentração e da 
estequiometria da reação envolvida. Neste processo, o reagente de 
concentração conhecida é denominado de titulante, a amostra contendo à 
espécie de interesse recebe o nome de titulado, enquanto que a operação de 
adição de titulante, até que a reação seja completa, corresponde à titulação. A 
determinação quantitativa da espécie de interesse só será possível se 
conseguirmos determinar exatamente o ponto em que a reação entre titulante e 
titulado é completa. Para tanto, este ponto, denominado de ponto de 
equivalência, ponto final teórico ou ponto estequiométrico, deve provocar uma 
modificação física que possa ser visualizada pelo analista. Esta modificação 
(mudança ou aparecimento de cor, precipitação ou turvação) pode ser 
provocada pelo próprio excesso de titulante ou, mais usualmente, pela adição 
de um reagente auxiliar denominado indicador. O indicador tem a função de 
alertar ao analista que a reação se completou, normalmente através de uma 
mudança de cor, que ocorre próximo ao ponto de equivalência da reação. Em 
um procedimento volumétrico, deve-se garantir que a solução padrão tenha 
concentração exatamente conhecida, e que os volumes de cada solução sejam 
determinados com bastante exatidão. 
Nota: No preparo de soluções, como em todo procedimento experimental, alguns erros 
podem ser cometidos. Eles têm como causas comuns o uso inadequado da vidraria, as 
falhas na determinação da massa e de volume e a utilização de reagentes de baixo grau 
de pureza, entre outras. Através do processo de padronização é possível verificar o 
 
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quanto a concentração da solução preparada aproxima-se da concentração da solução 
desejada. 
 Existem substâncias com características bem definidas, conhecidas como 
padrões primários, que são utilizadas como referência na correção da concentração das 
soluções através do procedimento denominado padronização ou fatoração. Tal 
procedimento consiste na titulação da solução de concentração a ser determinada com 
uma massa definida do padrão primário adequado. 
 
Características básicas de um padrão primário 
 Deve ser de fácil obtenção, purificação, conservação e secagem; 
 deve possuir uma massa molar elevada, para que os erros relativos cometidos nas 
pesagens sejam insignificantes; 
 deve ser estável ao ar sob condições ordinárias, se não por longos períodos, pelo 
menos durante a pesagem. Não deve ser higroscópico, eflorescente, nem conter água 
de hidratação; 
 deve apresentar grande solubilidade em água; 
 as reações de que participa devem ser rápidas e praticamente completas; 
 não deve formar produtos secundários. 
 
 
Objetivos 
Neste experimento, os principais conceitos de uma análise volumétrica serão 
abordados: preparo de soluções, padronização de solução a partir de padrões 
primários, determinação de volumes de soluções, determinação de ácido 
acético em vinagre a partir da reação com solução de hidróxido de sódio, 
realização de cálculos de concentrações e cálculos estequiométricos e 
utilização correto de uma bureta. Para tal, será utilizada a forma mais simples 
de uma análise volumétrica, chamada de volumetria de neutralização, que se 
baseia na reação entre íons H3O
+ e OH– : 
H3O
+ (aq) + OH- (aq) → 2H2O (l) 
 
2. Procedimentos 
Preparo de uma solução 0,1 mol.L–1 de NaOH 
 
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Prepare 500 mL de uma solução aproximadamente 0,1 mol.L–1 de NaOH. Para 
isso você vai utilizar um balão volumétrico de 500 mL e NaOH sólido. Calcule 
a massa de NaOH que deve ser pesada para o preparo desta solução. Pese 
aproximadamente a massa calculada, dissolva em aproximadamente 30 mL de 
água, em um béquer, e transfira esta solução para o balão. Lave várias vezes o 
béquer com água, e transfira para o balão. Complete o volume do balão até o 
menisco, e homogeinize a solução. 
Padronização da solução de NaOH 0,1 molL–1 pelo biftalato de potássio. 
O hidróxido de sódio (ou qualquer hidróxido alcalino) não pode ser utilizado 
como padrão primário, uma vez que este é um sólido altamente higroscópico e 
instável (o que significa que a massa de NaOH sólido que foi determinada para 
preparar a solução anteriormente descrita não é composta somente de NaOH, 
mas também de água adsorvida, e carbonatos que se formam pela 
decomposição do NaOH). Desta forma, soluções de NaOH devem de ser 
padronizadas, sendo que para tal recomenda-se a utilização de biftalato de 
potássio, que é um padrão primário, e reage com uma solução de NaOH de 
acordo com a seguinte reação: 
C6H4.COOK.COOH (aq) + OH
-
 → H2O(l) + C6H4.COOK.COO
- (aq) 
a) Pesar em balança analítica cerca de 0,2g de biftalato de potássio, 
previamente seco em estufa; 
b) transferir para um erlenmeyer de 250 mL e completarcom 100 mL de água 
destilada, e agitar até que todo o sal se dissolva completamente; 
c) preencher a bureta com a solução de NaOH a ser padronizada (Observação: 
eliminar qualquer bolha presente); 
d) adicionar 3 gotas do indicador fenolftaleína; 
e) proceder a titulação até que a solução mude a coloração de incolor para 
levemente rosa; 
f) anotar o volume de NaOH gasto na bureta e calcular a concentração desta 
solução; 
g) repetir este procedimento três vezes. 
Um esquema geral de como proceder a titulação pode ser visualizado na 
Figura 1. 
 
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Figura 1: Representação esquemática de uma titulação. 
 
Determinação do teor de ácido acético no vinagre 
a) Com o auxílio de uma pipeta volumétrica, transferir 3,00 mL de vinagre para 
um erlenmeyer de 250 mL; 
b) adicionar cerca de 50-100 mL de água destilada e 3 gotas de indicador 
fenolftaleína; 
c) preencher a bureta com a solução de NaOH padronizada no item anterior 
(Observação: eliminar qualquer bolha presente); 
d) proceder a titulação até que a solução mude a coloração de incolor para 
levemente rosa; 
e) anotar o volume de NaOH gasto na bureta e calcular a concentração desta 
solução; 
f) repetir este procedimento três vezes. 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 10: SÍNTESE DE UMA SUBSTÂNCIA INORGÂNICA 
SIMPLES 
 
1. Introdução 
 As substâncias químicas podem ser agrupadas em dois grandes conjuntos: as 
orgânicas e as inorgânicas. Essa distinção é muito antiga, e iniciou-se com a 
crença de que as substâncias presentes nos seres vivos só podiam ser 
produzidas por organismos, jamais em laboratório. Tais substâncias foram 
denominadas orgânicas e as demais inorgânicas. As substâncias inorgânicas 
são estudadas pela Química Inorgânica. Para facilitar, os químicos dividem-nas 
em grupos cujas características e propriedades se assemelham. Cada um 
desses grupos é chamado de função inorgânica. Para iniciarmos realizaremos 
a síntese de um sal inorgânico simples, o CuSO4.5H2O. A razão de se escolher 
o sulfato de cobre pentahidratado para ser sintetizado vem do fato desse sal 
apresentar inúmeras aplicações, dentre as quais se destacam aquelas como 
fungicida, algicida, bactericida, herbicida, aditivo em fertilizantes, reagente na 
síntese de outros compostos de cobre etc. 
Objetivo: Realizar a síntese de um sal simples. Efetuar filtrações por gravidade 
e a vácuo de uma mistura sólido-líquido. Determinar o rendimento percentual 
da reação. 
Materiais: Béquer, balança, proveta, pipeta graduada, funil de filtração, papel 
de filtro, banho de gelo. 
Reagentes: H2SO4, CuO, etanol. 
 
2. Obtenção do CuSO4 
1. Pese, inicialmente, cerca de 2,0 g de óxido de cobre (CuO) e coloque 
em um copo de béquer de 100 mL (não se esqueça de anotar a massa 
exata de óxido de cobre, para cálculo do rendimento percentual). 
2. Adicione 5 mL de água destilada e 10 mL de ácido sulfúrico (H2SO4) 6 
molL-1. Essa adição deve ser lenta e mantida sob constante agitação, com 
um bastão de vidro. 
 
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3. Em seguida aqueça a mistura resultante, com um bico de gás, até a 
completa dissolução do óxido de cobre. A dissolução é acompanhada de 
mudança de coloração, de preta para azul. 
4. Deixe a solução em repouso até que ela volte a temperatura ambiente, 
adicione mais 5 mL de água e aqueça novamente até a ebulição. Filtre a 
solução a quente, utilizando a técnica de filtração por gravidade usando 
um papel pregueado. 
 
5. Após resfriamento da solução, coloque o béquer em um banho de gelo. 
6. Filtre à vácuo a mistura, pesando previamente o papel de filtro a ser 
utilizado. 
7. Lave os cristais com etanol absoluto para eliminar o excesso de ácido. 
8. Seque os cristais pese e calcule o rendimento da reação. 
3. Caracterização do produto obtido: 
Prepare uma solução dissolvendo aproximadamente 0,5 g do produto 
obtido em 20 mL de água e coloque 1 mL dessa solução em dois tubos de 
ensaio 
a) Teste para o íon cobre 
No primeiro tubo de ensaio, adicione gota a gota uma solução de 
hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 M e observe a formação de um precipitado 
b) Teste para o íon sulfato 
No segundo tubo de ensaio adicione gota a gota uma solução de cloreto 
de bário (BaCl2) 
0,1 molL-1 e observe a formação de um precipitado. 
 
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4. Questionário: 
1. Escreva as reações envolvidas na síntese. 
2. Equacione as reações químicas dos testes a e b. Discuta do ponto de 
vista analítico a utilização destes reagentes. 
3. Calcule o rendimento percentual da reação: 
100x
teóricoentodimren
realentodimren
%R  
4. Quem é o reagente limitante? 
5. Qual função da filtração? 
6. Discuta a curva de solubilidade x temperatura do CuSO4. 
7. Mostre e discuta o Kps dos produtos do teste qualitativo.
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 11: PREPARAÇÃO DO SULFATO FERROSO 
 
 
1. Introdução 
O ferro é o quarto elemento mais abundante na crosta terrestre na qual é 
encontrado na forma de diferentes minerais, hematita (Fe2O3), magnetita 
(Fe3O4), limonita (FeO(OH)) etc. Com certeza é dispensável citar a importância 
deste metal no mundo moderno levando em consideração somente o aço. Do 
ponto de vista biológico este metal é o elemento de transição mais importante 
compondo diferentes estruturas e moléculas como a hemoglobina e o 
citocromo C. Apresenta-se na forma iônica em dois estados de oxidação, 2+ e 
3+. Os sais ferrosos são facilmente oxidados e difíceis de serem obtidos 
puros. No entanto, FeSO4(NH4)2SO4.6H2O é utilizado como reagente padrão 
em analise volumétrica para titulações de agentes oxidantes tais como 
dicromato e permanganato. Dentre os vários compostos de ferro 2+ podemos 
destacar o sulfato ferroso devido a sua utilização no tratamento de anemias. O 
FeSO4 é um pó cristalino verde claro ou cristais verde-azulados, inodoros, de 
sabor adstringente, eflorescentes ao ar seco. Oxida-se rapidamente em contato 
com ar úmido, formando sulfato férrico básico amarelo-amarronzado. 
 
LEE, J. D. Química inorgânica não tão concisa. Tradução: Toma, H. E.; 
Araki, K.; Rocha, R. C. Edgard Blücher, São Paulo,1996. 
 
Objetivo: Estudar um método simples de obtenção de um composto 
FeSO4.7H2O muito utilizado na medicina e utilizar técnicas de separação de 
misturas 
Materiais: Balão de fundo reto, balança, papel de filtro, banho de gelo, 
cadinho. 
Reagentes: Palha de aço, H2SO4, etanol, NH4SCN, H2O2. 
 
2. Obtenção do sulfato ferroso 
1. Colocar em um erlenmeyer de 50mL, 25 mL de ácido sulfúrico 20%. 
 
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2. Pesar 2,5g de palha de aço e juntá-la ao ácido. 
3. Aquecer o balão lentamente e observe. Depois de um tempo, coloque o 
balão para esfriar em banho de gelo. 
4. Filtrar em papel de filtro comum. Descarte o resíduo do papel em local 
adequado. 
Obs.: Não é conveniente evaporar a água, como processo de separação, neste 
caso, o íon Fe2+ oxidará 
5. Adicionar 30mL de etanol na solução e agite com um bastão de vidro. 
6. Filtrar a vácuo, em um cadinho de massa conhecida, até retirar o máximo, 
possível, da água. 
7. Pesar o cadinho com o precipitado. 
8. Calcular o rendimento do processo. 
 
5. Caracterização 
1. Colocar 1mL de solução de sulfato de ferro