Apostila Aulas Práticas Química Experimental

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2017 – 1 
 
 
 
Universidade Federal do Rio de Janeiro - Campus Xerém 
Biofísica e Biotecnologia 
QUÍMICA EXPERIMENTAL 
Apostila de aulas práticas 
 
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Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
ESSA APOSTILA É UMA COMPILAÇÃO DO CONTEÚDO DA APOSTILA DE 
QUÍMICA EXPERIMENTAL (UFRJ – ESCOLA DE QUÍMICA - IQG 231) E DA 
APOSTILA CURSOS PRÁTICOS EM BIOQUÍMICA (UFRJ – INSTITUTO DE 
QUÍMICA) E FOI CONFECCIONADA PARA A DISCIPLINA DE QUÍMICA 
EXPERIMENTAL (PARA BIOCIÊNCIAS E BIOTECNOLOGIA) DA UFRJ – 
CAMPUS XERÉM. PROFª ALINE R. CARVALHO 
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Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
SUMÁRIO 
 
SUMÁRIO .............................................................................................................................................................. 2 
NORMAS DE SEGURANÇA EM LABORATÓRIO – QUÍMICA – 2017-1 .................................................. 3 
NORMAS DE SEGURANÇA NO LABORATÓRIO ........................................................................................ 4 
PRÁTICA 1: PREPARO DE SOLUÇÕES E TITULAÇÃO ............................................................................ 7 
PRÁTICA 2: SOLUÇÕES ................................................................................................................................. 11 
PRÁTICA 3: CRISTALIZAÇÃO FRACIONADA ........................................................................................... 16 
PRÁTICA 4: ESPECTROFOTOMETRIA ....................................................................................................... 18 
PRÁTICA 5: INTRODUÇÃO À ACIDEZ E BASICIDADE, ESCALA DE PH, PK, SOLUÇÃO TAMPÃO
 41 
PRÁTICA 6: EQUILÍBRIO QUÍMICO .............................................................................................................. 52 
PRÁTICA 7: CINÉTICA QUÍMICA .................................................................................................................. 55 
PRÁTICA 8: CALOR DE REAÇÃO ................................................................................................................ 63 
PRÁTICA 9: REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO .............................................................................................. 68 
ANEXO 1: TABELA DE POTENCIAIS-PADRÃO DE REDUÇÃO 
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NORMAS DE SEGURANÇA EM LABORATÓRIO – QUÍMICA – 2017-1 
 
1. É PROIBIDA a permanência de GESTANTES no laboratório. 
2. É obrigatório o uso de JALECO de algodão, CALÇAS COMPRIDAS (JEANS) e 
SAPATOS FECHADOS. 
3. Não é permitido o uso de bermudas, shorts, chinelos e entre outros. 
4. Usuários que possuam cabelos compridos devem PRENDER OS CABELOS, 
evitando acidentes no decorrer de sua permanência no laboratório. 
5. PROIBIDO USAR LENTES DE CONTATO, ainda que os olhos estejam protegidos 
por óculos de segurança. 
6. É INDISPENSÁVEL O USO DE ÓCULOS DE SEGURANÇA durante todo o tempo 
de permanência no laboratório, ainda que o aluno não esteja efetuando algum 
experimento. 
7. EVITE QUALQUER TIPO DE BRINCADEIRAS. 
8. Não é permitido comer, beber, fumar ou usar cosméticos dentro do laboratório. 
9. Não é permitido o uso de rádio, celular ou fones de ouvido durante as aulas. 
10. Apenas manusear GASES TÓXICOS na CAPELA. 
11. Sobras de reagentes NÃO devem ser devolvidas ao frasco original, evitando 
assim possíveis contaminações. 
12. Não é permitido utilizar material imperfeito, principalmente o vidro que contenha 
rachaduras, pontas ou arestas cortantes. 
13. Antes de iniciar e após o término dos experimentos deve-se LIMPAR A 
APARELHAGEM, VIDRARIAS E A BANCADA DE TRABALHO. 
14. INFORMAR O PROFESSOR SOBRE QUALQUER ACIDENTE QUE OCORRA, 
MESMO QUE SEJA UM DANO DE PEQUENA IMPORTÂNCIA. 
 
Laboratório de Química 
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NORMAS DE SEGURANÇA NO LABORATÓRIO 
 
A Química é uma ciência experimental, portanto o trabalho em laboratório é 
uma parte importante no desenvolvimento do conhecimento químico. O aluno 
aprenderá a interpretar resultados, a avaliar os erros de análise, a apreciar os 
desafios experimentais e a desenvolver os processos intelectuais necessários para 
realizar, sozinho, trabalhos futuros ou obter resultados melhores. 
Para que o trabalho de laboratório ocorra de maneira segura devemos levar 
em considerações algumas normas de segurança, que serão descritas a seguir em 
vista da sua importância. 
 
1. Comportamento geral no laboratório químico. 
 
No laboratório químico é imprescindível o uso de guarda pó de algodão (de 
preferência na cor branca), óculos de segurança, calça comprida e calçado fechado 
com sola anti-derrapante. É proibido se alimentar dentro do laboratório e ao 
encerrar as atividades lavar bem as mãos. 
Independente da disciplina experimental que você esteja frequentando, 
lembre-se que você estará compartilhando com outros colegas o laboratório e seus 
equipamentos. Portanto, execute seus experimentos respeitando as normas de 
segurança e lembre-se que conversas em voz alta, brincadeiras, uso de walkmans 
ou mp3, bonés, etc, não são comportamentos adequados em um laboratório 
químico. A segurança num laboratório químico depende do trabalho de todos. 
Ao entrar pela primeira vez nas dependências de um laboratório verifique a 
localização dos equipamentos de segurança: extintores, lava-olhos, baldes de areia, 
cobertores e chuveiro. 
Procure saber identificar os pontos da rede elétrica, o registro central de gás, 
o funcionamento da capela e das tubulações da bancada. 
 
2. Reagentes e produtos químicos 
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Dependendo das atividades realizadas em um laboratório químico, água pode 
ser um reagente perigoso. Assim, certifique-se com o professor, ou um auxiliar, o 
manuseio adequado do reagente que você irá manipular. Por exemplo, ácido 
clorídrico concentrado e amônia concentrada são altamente tóxicos e devem ser 
sempre manipulados na capela. Nunca inale ou coloque na boca qualquer 
produto químico de laboratório, por mais inofensivo que possa parecer. Em 
cada aula o professor fornecerá detalhes sobre as manipulações dos reagentes 
utilizados nos experimentos previstos. 
Pergunte sempre ao professor como deve ser descartado o produto que você 
obteve, nunca descarte os rejeitos, sólidos ou líquidos, pela pia. Lembre-se que 
a Baia da Guanabara já está suficientemente poluída. 
 
3. Vidrarias, aparelhagens e equipamentos. 
 
Material de vidro (ou vidraria) e material cerâmico (cadinhos e cápsulas de 
porcelana), juntamente com os regentes, é a base do laboratório químico. Alguns 
são familiares, pois mesmo a mídia utiliza os seus nomes, por exemplo, tubo de 
ensaio e proveta (também chamado cilindro graduado). Outros não aparecem no 
nosso cotidiano, como bécher (ou béquer ou becker), erlenmayer, condensador de 
bolas, pipeta (que pode ser pasteur, graduada ou volumétrica), bureta, funil de 
decantação, funil de placa porosa, etc. 
Fique atento as técnicas de manuseio dos materiais de vidro, sua lavagem, 
seu descarte caso quebrado ou a sua recuperação pela oficina de hialotecnia. 
Além disso, temos pinças de metal e de madeira (para manipulações de 
materiais), pêras de borracha (para a aspiração de líquidos), estufas, centrífugas, 
etc. 
Constitui-se um equipamento fundamental a balança eletrônica. Os químicos 
empregam o termo pesagem para a operação de determinação da massa de um 
objeto por uma balança eletrônica. Fique atento ao funcionamento e o procedimentode pesagem de produtos químicos, pois dependendo do experimento a ser 
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executado, um químico pode necessitar pesar alguns miligramas (0,0020 g), ou 
gramas (1 a 500, por exemplo) ou quilos. Por isto, verifique sempre se você está 
utilizando o equipamento adequado. Também é fundamental manter o prato da 
balança limpo, pois os reagentes, além de corroer o metal, podem se depositar no 
mecanismo eletrônico e danificar definitivamente a balança. Mantenha a balança 
sempre limpa. 
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PRÁTICA 1: PREPARO DE SOLUÇÕES E TITULAÇÃO 
 
I. INTRODUÇÃO 
 
Solução é uma mistura homogênea de uma ou mais substâncias. A 
substância presente em maior quantidade é denominada solvente, e as outras 
substâncias na solução são conhecidas como soluto e dizemos que estão 
dissolvidos no solvente. O comportamento da solução geralmente depende da 
natureza do soluto e da sua concentração. 
Concentração é o termo usado para designar a quantidade de soluto 
dissolvida em uma determinada quantidade de solvente. Normalmente expressamos 
a concentração de maneira quantitativa como mol L-1. 
As soluções preparadas rotineiramente em laboratório são compradas e 
preparadas a partir da forma concentrada ou de um sal. As soluções de 
concentrações mais baixas podem ser obtidas pela adição de água, processo 
chamado de diluição. Um método de preparar soluções de concentração desejada é 
realizar a pesagem de certa massa de substância e conveniente diluição. 
Tais substâncias devem obedecer a uma série de exigências, mas são 
poucas as que as cumprem totalmente. Estas substâncias são denominadas de 
substância padrão primário e possuem grau de pureza superior a 99,95%, devem 
ser facilmente secadas para eliminar qualquer traço de umidade e, serem estáveis 
tanto em solução como no estado sólido. Também não devem absorver muita água 
nem reagir com substâncias existentes no ar. 
Substâncias que não são padrão primário fornecem soluções que necessitam 
ter sua concentração determinada, sendo que um dos procedimentos usados para 
esta determinação é denominado Titulação, que envolve a reação química de uma 
amostra de solução com concentração desconhecida com uma solução de 
concentração conhecida, denominada de solução padrão. As reações podem ser do 
tipo ácido-base, precipitação ou oxirredução. O ponto no qual as quantidades 
estequiométricas se equivalem é conhecido como ponto de viragem ou equivalência, 
que pode ser determinado com ajuda de um indicador químico que variará sua cor 
quando este ponto for atingido. 
As soluções preparadas devem ser armazenadas em frascos apropriados 
conforme o tipo de solução como, por exemplo, se a solução é sensível à ação da 
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luz, deve-se armazenar em frasco âmbar. Os frascos devem ser identificados com 
rótulos, os quais devem conter o nome, a concentração da solução, a data de 
preparação, nome ou iniciais do preparador. Quando o líquido é retirado do frasco, 
deve-se tomar o cuidado de que ele escoe pelo lado oposto ao rótulo, o qual não se 
molhará e não se danificará. 
 
II. OBJETIVOS 
 
Os objetivos desta aula são apresentar aos alunos as técnicas mais básicas 
de laboratório como o manuseio de balança, balões volumétricos, pipetas, ácidos e 
bases concentrados pelo preparo de soluções. Também introduzir os fundamentos 
sobre propagação de erros e escolha de materiais no laboratório químico. 
 
III. PARTE EXPERIMENTAL 
 
III.1 - Preparo de soluções. 
 
Cada grupo deve preparar 100 mL de duas soluções indicadas pelo 
professor, uma delas, usando quantidades em massa do soluto, com manuseio da 
balança e outra a partir da diluição de um produto comercial. Os cálculos 
estequiométricos devem ser apresentados ao professor antes das manipulações 
necessárias para o preparo das soluções. 
 
III.1.1. Procedimento usando um sólido. 
 
 Pesar a massa desejada em papel especial, vidro de relógio ou béquer. 
Transferir a substância para um béquer, juntar um pouco do solvente e se verter, 
cuidadosamente, o líquido para o balão volumétrico, com o auxílio de um funil ou 
bastão de vidro. Lavar o béquer (e o funil ou bastão) várias vezes com o solvente, 
transferindo-se sempre o líquido para o balão volumétrico. Completar o volume, 
acertando-se o nível com uma pipeta pasteur e se homogeneizar pela agitação e 
inversão do balão volumétrico tampado. Caso a substância tenha sido pesada em 
vidro de relógio, transferir a mesma para um béquer com auxílio de frasco lavador e 
proceder como anteriormente 
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. 
III.1.2. Procedimento a partir de diluição. 
 
 Medir com uma pipeta volumétrica conveniente o volume de solução a diluir 
(usar a pêra para aspiração). Verter a solução para o balão volumétrico. Adicionar 
o solvente ao balão volumétrico e, completar o volume do balão acertando-se o nível 
com uma pipeta pasteur. Homogeneizar a solução por agitação e inversão, várias 
vezes, do balão volumétrico tampado. 
 
OBS.: JAMAIS VERTA ÁGUA SOBRE ÁCIDOS CONCENTRADOS; 
SEMPRE ÁCIDOS SOBRE ÁGUA. 
 
III.2 – Determinação da concentração de uma solução por titulação 
ácido-base. 
 
III.2.1. Solução de ácido de concentração conhecida. 
 
A um erlenmeyer de 100 mL com 10,0 mL de HCl de concentração conhecida 
adicione duas gotas de fenolftaleína a 1%. Usando uma bureta adicione solução de 
NaOH de concentração conhecida, gota a gota, até que haja uma alteração 
PERMANENTE da cor do indicador. Anote o volume total de NaOH utilizado. Repita 
o procedimento e calcule a média aritmética dos valores encontrados. 
 
III.2.2. Solução de uma solução de HCl de concentração desconhecida. 
 
Sem descartar o volume de solução de NaOH que já está na bureta, complete 
com esta solução para a marca do volume zero. Repita o procedimento do item 2, 
utilizando uma solução de HCl com concentração desconhecida. Anote o volume de 
NaOH necessário para atingir o ponto de equivalência. Calcule a concentração do 
ácido clorídrico preparado e compare com o valor teórico. 
 
IV. CÁLCULOS E QUESTÕES 
 
1 – Qual o volume de HCl concentrado necessário para a preparação de 2500,0 mL 
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de solução 0,1 mol L-1? (C = 37% e d = 1,19 g/cm3)? 
2– Como se preparam 250,0 mL de solução 0,02 mol L-1 de ácido oxálico? Indique 
os cálculos e descreva o procedimento. 
3 – Por que algumas soluções devem ser preparadas em balões volumétricos, ao 
passo que outras o são em copos de bécher? 
4 – Quantos “mL” de água destilada serão necessários para preparar 400,0 mL de 
solução 0,15 mol L-1 de ácido clorídrico, se 20,0 mL de solução grosseira 
aproximadamente 0,2 mol L-1 do mesmo foram neutralizados por 26,0 mL de solução 
0,2 mol L-1 de hidróxido de sódio? 
5 – Em uma titulação foram gastos 9,0 mL de solução 0,1 mol L-1 de ácido oxálico 
para neutralizar 20,0 mL de solução grosseira de hidróxido de sódio. A partir desta, 
será possível preparar 500,0 mL de solução 0,1 mol L-1 de hidróxido de sódio? 
Justifique. 
6 – Qual o procedimento correto que se deve ter ao encher uma bureta? E, ao usá-la 
no processo de titulação? 
7 – Indique os cálculos que você fez para chegar a soluções 0,5 mol L-1 de hidróxido 
de sódio e de ácido clorídrico, a partir das respectivas soluções grosseiras. 
 
V. EXERCÍCIOS 
 
1. Calcule a molaridadeda solução comercial de HCl que é 37% e possui 
densidade 1,19 (confirme estes dados no frasco deste ácido). Qual é a unidade da 
densidade? 
2. Calcule a molaridade da solução de H2SO4 comercial que é 97% e possui 
densidade 1,84 (verifique estes dados no frasco do reagente a ser utilizado). 
3. Verifique os dados referentes à amônia, descritos no rótulo de seu frasco e 
calcule o valor de sua molaridade. (Atenção: os valores se referem ao NH3 e não ao 
NH4OH) 
 
 
 
 
 
 
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PRÁTICA 2: SOLUÇÕES 
 
I. INTRODUÇÃO 
 
Soluções são misturas homogêneas de dois ou mais componentes, sendo 
que estes estão misturados uniformemente em nível molecular. Em nosso cotidiano 
temos diversos exemplos de soluções, como por exemplo, o ar atmosférico, a água 
do mar, ligas metálicas como o latão e o bronze, etc. 
É importante se conhecer o processo de dissolução em nível molecular de 
uma substância em outra. Atualmente sabemos quais fatores afetam a dissolução, 
especialmente aqueles envolvidos na dissolução de um sólido ou líquido em um 
líquido: a importância das interações envolvidas entre as espécies solubilizadas de 
soluto e as moléculas do solvente, a intensidade dessas interações a partir da 
absorção ou liberação de calor do processo e o como a quantidade de soluto 
dissolvido é influenciada pela temperatura. 
A natureza das interações soluto-solvente determina se uma substância será 
solúvel em outra. As interações envolvidas entre soluto e solvente são aquelas 
conhecidas como forças intermoleculares: interação íon-dipolo, dipolo- dipolo, 
Forças de London e ligação hidrogênio. 
Os resultados experimentais mostram que durante o processo de dissolução 
existe absorção ou liberação de calor (entalpia de dissolução, ∆sol H). Isto se deve a 
diferenças na interação soluto-solvente, soluto-soluto e solvente-solvente. O valor de 
∆sol H também é importante para que possamos determinar a espontaneidade do 
processo de dissolução e então compreender porque algumas substâncias não são 
solúveis em outra em qualquer proporção, ou seja, temos situações em que o 
processo se torna não espontâneo. A quantidade de soluto dissolvida em uma dada 
quantidade de solvente a uma dada temperatura é chamada solubilidade. O gráfico 
da solubilidade em função da temperatura é a curva de solubilidade de uma 
substância. 
Quando adicionamos um soluto sólido em um solvente se inicia o processo de 
dissolução. Continuamos a adicionar o soluto, até que este se deposite no fundo do 
frasco. Neste ponto temos uma solução saturada, pois alcançamos a solubilidade da 
substância. Uma solução em equilíbrio com o soluto não dissolvido é saturada. O 
soluto adicional não se dissolverá se adicionado a uma solução saturada. 
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Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
Sob condições adequadas é, às vezes, possível formar soluções que 
contenham quantidade maior de soluto que a necessária para formar uma solução 
saturada. Tais soluções são chamadas supersaturadas e são bastante instáveis, 
bastando uma pequena perturbação mecânica para que o excesso de sal cristalize. 
 
II. OBJETIVOS 
 
Os objetivos da aula são determinar a curva de solubilidade de um sal e 
observar os fatores que influenciam na solubilidade de um composto em outro. 
 
III. PARTE EXPERIMENTAL 
 
III.1. Elaboração da curva de solubilidade de um sal 
 
A partir de uma solução saturada de cloreto de potássio, KCl, (ou outro sal 
indicado pelo professor como, por exemplo, KNO3, MgSO4, ZnSO4, Na3PO4, 
Na2SO4, MnSO4, K2SO4, CaCl2, MnSO4, Ca(NO3)2, etc.) a uma dada temperatura, 
determinar, por evaporação da água, a massa de sal contida num certo volume de 
água. 
O trabalho é realizado em dupla. Cada dupla determina a solubilidade do 
cloreto de potássio a uma dada temperatura, que será indicada pelo professor. 
Verifique, com ajuda do handbook, a solubilidade do cloreto de potássio. 
 
PROCEDIMENTO: Colocar num becher pequeno 10,0 a 15,0 mL de água, adicionar 
o sal bem triturado até obter uma solução saturada à temperatura indicada. Para 
resfriamento use uma bacia com gelo. Para aquecimento prepare um sistema 
conforme a figura a seguir: 
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Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
 
Aquecer a água do becher maior até a temperatura requerida e manter a 
temperatura do becher menor constante. Acrescentar sólido até que este não se 
dissolva mais, ou seja, até a solução ficar saturada. Controle a temperatura e agite a 
solução, bem como a água de aquecimento. NÃO AGITE COM O TERMÔMETRO! 
Depois de 10 a 15 minutos em temperatura constante, anote o valor da temperatura. 
Retirar o termômetro e deixar a solução saturada em repouso, para a sedimentação 
dos cristais. Passar o líquido rapidamente para uma cápsula de porcelana seca e 
tarada, deixando os cristais no becher. Pesar a cápsula com a solução. 
Usando o bico de Bunsen e uma tela de amianto ou uma placa de 
aquecimento, evaporar o líquido da cápsula até a secura. Nesta etapa inicie a 2a 
parte da aula. Na fase final use a chama fraca para evitar salpicos de solução, onde 
se perde substância e pode causar acidente. 
Depois que a cápsula estiver bem seca, colocá-la na estufa à 110 oC durante 
≅ 15 minutos, esfriar em dessecador e pesar. Repetir este procedimento até o peso 
constante. 
 Peso da cápsula: : vazia _____________________ 
: com solução _______________ 
: com sal seco _______________ 
Peso da solução: _______________ 
Peso do sal seco: _____________ 
 
Com os dados obtidos calcule a solubilidade do sal em gramas por 100 g de 
água e em mol L-1. Coloque no quadro negro, numa tabela, os nomes da dupla, a 
temperatura e a solubilidade obtida. 
14 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
Com os resultados da tabela, construir o gráfico de solubilidade do sal em 
estudo. Coloque na abcissa a temperatura, e na ordenada à concentração. Entregar 
este gráfico na próxima aula! 
 
III.2. Solução supersaturada 
 
Dissolver, em um tubo de ensaio, 1,0 g de acetato de sódio anidro, 
CH3COONa, em ≅ 1,0 mL de água ou 1,5 g de acetato de sódio hidratado, 
CH3COONa.3H2O, em ≅ 0,5 mL de água. Aquecer até solubilização total. Resfriar o 
tubo sem agitar e em seguida adicionar um pequeno cristal de acetato de sódio e 
observar. 
Solubilize novamente o acetato, por aquecimento, e resfrie sem agitação. 
Com um bastão de vidro atrite as paredes internas do tubo de ensaio e observe o 
que ocorre. 
Verifique a solubilidade deste sal no handbook. 
 
III.3. Calor de dissolução 
 
Em um tubo de ensaio com ≅ 1 mL de água adicione 1 a 2 gotas de ácido 
sulfúrico concentrado (H2SO4 18,0 mol L-1; ATENÇÃO: CUIDADO!). Ocorre 
aquecimento ou resfriamento da solução? Este processo é exo- ou endotérmico? 
Em um tubo de ensaio com ≅ 1,0 mL de água adicione alguns cristais de 
cloreto de amônio, NH4Cl. Verifique o efeito térmico que ocorre. 
Quando se dissolve um sólido em um líquido se tem dois efeitos atuando: a) 
rompimento das forças eletrostáticas do retículo cristalino (Energia do Retículo 
Cristalino - ERC), que é um processo endotérmico, b) formação de ligações através 
da solvatação do soluto (Energia de Solvatação-ES), que é um processo exotérmico. 
O calor de dissolução é a resultante destes dois efeitos. 
 
III.4. Influência da temperatura na solubilidade 
 
Verifique no handbook a solubilidade dos sais. 
 
15 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia)Em um tubo de ensaio com ≅ 1,0 mL de água adicione 1,5 g de nitrato de 
potássio, KNO3. Dissolva todo o sal por aquecimento e deixe a solução esfriar. 
Quando a solução estiver fria observe e justifique o que ocorreu. 
Aquecer, no tubo de ensaio, ≅ 1,0 mL de solução saturada de acetato de 
cálcio, Ca(CH3COO)2. OBSERVE o que ocorre. Esfrie o tubo de ensaio e observe 
novamente. 
 
III.5. Líquidos miscíveis e imiscíveis 
 
Em um tubo de ensaio misturar 0,5 mL de água com 0,5 mL de etanol. Ocorre 
separação de fases? 
Em um tubo de ensaio misturar ≅ 1,0 mL de água com 0,5 mL de éter de 
petróleo. Observe! 
Em um tubo de ensaio colocar 1,0 a 2,0 mL de solução aquosa de bromo 
(CUIDADO!). Adicionar 0,5 mL de éter de petróleo e agitar. Verifique a cor da fase 
orgânica e explicar o ocorrido. 
Em um tubo de ensaio colocar 2,0 a 3,0 mL de solução aquosa de iodo e 
agitar com 1,0 mL de éter de petróleo. Verifique a cor do solvente orgânico e explicar 
o ocorrido. 
ATENÇÃO! PREPARAR O GRÁFICO DA TABELA 1 (PRÁTICA 3) PARA A 
PRÓXIMA AULA! 
 
 IV. CÁLCULOS E QUESTÕES 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
PRÁTICA 3: CRISTALIZAÇÃO FRACIONADA 
 
I. INTRODUÇÃO 
 
A cristalização fracionada é um processo de separação de misturas, onde as 
substâncias misturadas são sólidas. O método está baseado em diferenças de 
solubilidade. Se duas ou mais substâncias são dissolvidas em um solvente, elas irão 
cristalizar na solução precipitando-se a diferentes velocidades. A cristalização pode 
ser induzida por mudanças na concentração, temperaturas, etc. Esta técnica é 
usada frequentemente para obter substâncias sólidas puras (como por exemplo, nas 
salinas para obtenção de sais a partir de água do mar) ou para recuperar produtos 
comercializáveis ou utilizáveis em outros processos industriais. 
Com dados apresentados na Tabela 1 construir o gráfico das curvas de 
solubilidade (mol L-1 x Temperatura) do KNO3, NaNO3, KCl, e NaCl (todas em um 
único gráfico), elaborado (ou não) no computador. 
Tabela1: Solubilidade de alguns sais em mol L-1. 
 
 
Os compostos nitrato de sódio, NaNO3, e cloreto de potássio, KCl, dissolvem-
se em água formando soluções de seus íons. Quando estas soluções são 
misturadas, têm-se quatro íons. Escreva as quatro equações iônicas mostrando 
todas as possibilidades de associação destes íons. 
Com base no gráfico de solubilidade responda as questões: 
Qual o composto mais solúvel a temperatura ambiente (20 oC) ? 
17 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
Qual o composto menos solúvel a 100 oC ? 
A que temperatura KNO3 e NaCl têm a mesma solubilidade molar? 
 
II. OBJETIVOS 
 
A partir das solubilidades diferentes dos compostos podemos preparar 
substâncias diferentes. 
 
III. PARTE EXPERIMENTAL 
 
Em um becher de 100 mL colocar 8,5 g de NaNO3, 7,5 g de KCl e 25 mL de 
água. Agitar a mistura até solubilização total, aquecendo ligeiramente caso 
necessário. O volume final deverá ser de 33,3 mL (determinado experimentalmente). 
Calcular a molaridade dos quatro íons: Na+, K+, NO3- e Cl-. 
Resfriar a solução até 10oC, colocando o becher em banho de gelo e água. 
Quando cessar a cristalização, filtrar rapidamente a solução gelada. Secar os cristais 
em papel de filtro e observar ao microscópio seu aspecto característico. Qual a 
forma destes cristais? De acordo com o gráfico de solubilidade qual o composto 
cristalizado? 
Evaporar o filtrado até cerca de metade do volume original, filtrar 
rapidamente, à quente, recolhendo o filtrado em um becher. Secar os cristais em 
papel de filtro e observar seu aspecto, comparando com os cristais obtidos 
anteriormente. Qual o composto obtido neste segundo procedimento? 
 
ATENÇÃO: Recolha os sólidos em frascos separados para posterior purificação. 
 
IV. CÁLCULOS E QUESTÕES 
 
 
 
 
 
 
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Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
PRÁTICA 4: ESPECTROFOTOMETRIA 
 
I. FUNDAMENTOS TEÓRICOS 
 
I.1. Radiação Eletromagnética – Propriedades e Características 
 
Uma radiação eletromagnética como a luz visível, os raios ultravioleta, os 
raios X ou os raios infravermelho pode ser descrita: 
a) Como uma onda constituída por um componente vetor elétrico e por 
um componente vetor magnético ou 
b) Como uma séria de pacotes discretos de energia (fótons). 
No primeiro caso pode-se aplicar à radiação os parâmetros característicos de 
um movimento ondulatório (comprimento de onda, frequência e número de onda). 
As duas abordagens, ondulatória e corpuscular, se relacionam pela teoria de 
Planck que associa a um fóton uma determinada energia (E) que é diretamente 
proporcional à frequência da radiação. 
Embora qualquer radiação seja constituída pelos dois componentes, que se 
propagam em planos perpendiculares entre si, considera-se que apenas o 
componente elétrico interage com a matéria, e somente ele será considerado no 
estudo do comportamento ondulatório da radiação. 
 
 
 
 
19 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
Comprimento de onda (λ) – é a distância linear entre dois máximo. 
Ordinariamente as unidades usadas para o comprimento de onda de uma radiação 
eletromagnética são: 
 Å (angstrom) = 10-8 cm 
 µ (micron) = 10-4 cm 
 nm (nanômetro) = 10-7 cm 
1 nm = 10-3 µ m = 10 Å 
 
Frequência (v) – é o número de ondas completas (ciclos) que passam por 
um dado ponto por segundo e sua unidade é s-1. 
 
A velocidade de propagação da luz no vácuo (c) é sempre a mesma, 
independentemente da frequência da radiação, e é igual a 2,93 x 1010 cm/s. 
Velocidade, frequência e comprimento de onda se relacionam pela expressão: 
 
VELOCIDADE = FREQUÊNCIA X COMPRIMENTO DE ONDA 
 
c = v x λ (1) 
 
Número de onda (λ-1) – é o número de ciclos (ondas) por cm. Como o 
comprimento de onda pode ser expresso por cm/ciclo, o inverso de λ (expresso em 
ciclos/cm) representará o número de onda e sua unidade é cm-1. 
 
I.2. Teoria de Panck e Espectro Eletromagnético 
 
A distribuição das radiações eletromagnéticas existentes na natureza pela 
ordem dos seus comprimentos de onda ou números de onda constitui o espectro 
eletromagnético. 
 E = h x v (2) 
 
 em que h é a constante de Planck = 6,62 x 10-27 erg.s. Combinando (1) 
e (2) temos: 
 E = hv = 
ℎ𝑐
𝜆
 = hc λ-1 
20 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
 
Assim, a energia de cada fóton é proporcional à frequência e ao número de 
onda e inversamente proporcional ao comprimento de onda. 
A consequência imediata da relação acima é que um fóton de alta frequência 
(pequeno λ) tem sempre um conteúdo energético maior que um de baixa frequência. 
Uma versão resumida do espectro eletromagnético pode ser visto abaixo. 
 
 
 
I.3. Interação da Radiação Eletromagnética com a Matéria 
 
Quando uma radiação eletromagnética incide em um meio material, se os 
fótons da radiação têm a energia adequada, a energia associada a esta radiação 
pode ser absorvida pelas moléculas das substâncias que compõem o meio, 
provocando modificações, que vão desde transições eletrônicas a alterações 
vibracionais ou rotacionais ou até combinações destas. 
 
 
21 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
Como os níveis de energia associados às diversas camadas de elétrons são 
bem definidos (isto é, quantizados), para uma dada molécula somente radiaçõescontendo aquelas determinadas quantidades de energia poderão interagir com os 
seus átomos constituintes, ou seja, somente determinados comprimentos de onda 
serão absorvida pela molécula (absorção seletiva). 
Substâncias com ligações simples (saturadas) somente se excitam com altas 
energias, isto é, em λ menores em geral abaixo do UV distante (10-200 µm). 
Ligações duplas absorvem em λ maiores; havendo ligações conjugadas os λ 
aumentam ainda mais. 
 
 
O β-caroneto, por exemplo, com 11 duplas ligações conjugadas absorve no 
visível na região 420 – 480 nm, enquanto o etileno absorve a ± 200 nm (UV 
próximo). 
Se a radiação incidente pertencer à faixa do visível (um feixe da luz branca, 
por exemplo) e o meio material for uma solução, parte dos comprimentos de onda 
que compõe esta radiação poderá interagir com as moléculas do soluto e o feixe que 
emerge do recipiente terá sua composição espectral alterada. Neste caso a solução 
será colorida e a sua cor é determinada pelos comprimentos de onda não 
absorvidos (radiação transmitida). Quando um objeto é de cor branca é que todos os 
comprimentos de onda são refletidos; se é negro é que praticamente todos os λ são 
22 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
absorvidos. Se uma solução absorve na faixa 435 – 480 nm, que corresponde a 
radiação azul a sensação visual do amarelo alaranjado será dada pelo conjunto de 
todos os outros componentes da luz branca que não foram absorvidos. 
 
II. FILTROS 
 
 Alguns instrumentos de medida fotométrica fazem uso de filtros óticos, com o 
objetivo de fazer com que as bandas de transmissão se tornem mais estreitas, e se 
aproximem da luz monocromática (composta por um único comprimento de onda). 
 O filtro é selecionado de acordo com o máximo de transmissão do λ de 
interesse: se examinarmos uma solução azul (o amarelo é absorvida), devemos 
selecionar o filtro amarelo. A cor da solução sob investigação, portando deve ser 
complementar à cor do filtro. 
 É possível organizar uma tabela com as cores de cada um dos intervalos de 
radiação da faixa do visível e as suas respectivas cores complementares. 
 
 
 
23 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
 
III. TEORIA DA PRÁTICA 
 
 Na bioquímica, as regiões de interesse são aquelas que compreendem os λs 
do visível, onde absorvem as substâncias coloridas, e no UV, onde absorvem as 
proteínas e os ácidos nucléicos. As proteínas, por exemplo, absorvem fortemente a 
280 nm devido a seu conteúdo em tirosina e triptofano, o que permite avaliá-las por 
espectrofotometria, que é um ensaio sensível e não destrutivo. Elas também 
absorvem a 220 nm devido as suas ligações peptídicas. As bases componentes dos 
ácidos nucléicos tem máximo de absorção a 260 nm. 
 A absorção seletiva da radiação por muitas substancias é utilizada para a sua 
determinação quantitativa. Essa é a base das dosagens colorimétricas e 
espectrofotométricas. 
A intensidade da radiação transmitida por uma solução amostra pode ser 
medida (por comparação com uma solução de referência) em um 
espectrofotômetro, cujos principais componentes encontram-se no esquema abaixo: 
 
III.1. Espectrofotômetro 
 
IMAGEM DO ESPECTROFOTÔMETRO 
 
 
24 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
Uma fonte luminosa emite luz de amplo espectro e passa por um monocromador (lente, 
prisma e filtro) que seleciona e transmite luz de um determinado comprimento de onda. A luz 
monocromática de intensidade Io incide e atravessa a solução de amostra contida em uma 
cubeta de caminho ótico I e é absorvida na proporção da concentração da espécie absorvente. A 
luz transmitida de intensidade I é, então, captada por um detector (Fonte: infoescola). 
 
Fontes Luminosas – uma fonte ideal de radiação deve emitir um espectro 
contínuo, uniforme e de intensidade adequada em toda a faixa de λs de interesse. A 
lâmpada de tungstênio, utilizada na faixa do visível, produz uma parte de energia 
radiante abaixo de 360 nm, portanto em medidas de 360-400 nm deve-se usar um 
filtro azul. A fonte para a região do UV deve ser a lâmpada de Deutério ou 
Hidrogênio. 
 
Monocromador – São dispositivos utilizados na resolução da radiação 
emitida pela fonte em seus vários λs. Pode-se selecionar o comprimento de onda ou 
a faixa de comprimentos de onda que incide sobre a solução usando-se um prisma, 
uma rede de difração ou um filtro ótico (vidro colorido). Se for um filtro ótico, que é 
mais simples, e deixa passar faixas de comprimentos de onda, o aparelho é 
comumente denominado colorímetro fotoelétrico e é de uso limitado à região do 
visível. Se for um prisma, o poder de resolução é maior, e o aparelho será chamado 
espectrofotômetro (utilizado tanto na região do visível quanto na de ultravioleta). A 
posição do prisma (ou a cor do filtro, no caso do colorímetro) determina quais os 
comprimentos de onda do feixe de radiação que incidem sobre a solução de 
referência (chamado BRANCO) ou sobre a solução amostra. 
 
Cubetas – Uma vez selecionado o λ no qual se deseja fazer a análise, essa 
radiação específica atravessará o recipiente que contém a amostra (cubeta). As 
cubetas de vidro são mais baratas do que as de quartzo e por isto devem ser usadas 
sempre que possível. 
 No entanto, o vidro absorve radiação na região do UV e tem sua utilização 
limitada para a faixa de 360 nm a 800 nm, enquanto as cubetas de quartzo podem 
ser usadas de 200 a 800 nm. 
 
25 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
 Detector – É o dispositivo que tem a capacidade de transformar a energia 
luminosa recebida em sinal elétrico. A radiação transmitida (I) alcança uma célula 
fotoelétrica, produzindo uma corrente proporcional à sua intensidade. Este sinal é 
medido por um galvanômetro ou potenciômetro. 
 
 
III.2. Medidas de intensidade da radiação transmitida – Absorbância e 
Transmitância 
 
Utiliza-se em espectrofotometria uma quantidade denominada Absorbância 
(Abs), relacionada à intensidade de radiação absorvida pela solução e que é 
denominada pela relação: 
 
 Abs = log 
 𝐼𝑜
𝐼
, sendo 𝐼𝑜
𝐼
 denominada Transmitância (T), segue-se 
que: 
 
 Abs = log 
 1
𝑇
 ou Abs = -log T 
 
 Nota-se que quando I = IO (isto é, quando amostra e referência não diferem 
com relação à presença de substância responsável pela absorção, ou, como é mais 
comum, quando a solução amostra não contem substância absorvente), então: 
Abs=0. 
 A intensidade da radiação absorvida está sendo medida não diretamente, 
mas em função da radiação incidente e da radiação transmitida, que são 
mensuráveis através das correntes por elas geradas na fotocélula. 
 
Obs: Era de uso, há alguns anos, denominar log 
 𝐼0
𝐼
 como densidade ótica (DO), 
expressão ainda encontrada em publicações modernas, embora o recomendado 
pelas normas internacionais seja Absorbância. 
 
III.3. Varredura de Espectro 
26 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
 
Muitos experimentos em bioquímica envolvem a medida de um composto ou 
grupos de compostos presente uma mistura complexa. 
Para que se possa ter uma noção do comportamento de determinada 
amostra, deve-se medir a sua Absorbância em diversos λs. A este procedimento 
chama-se “varredura”. Grafando-se a sua intensidade de radiação absorvida por 
uma substância em casa λ ter-se-á o espectro de absorção da substância. Este 
poderá variar de acordo com as condições de determinação (pH, T, natureza do 
solvente, entre outros).Desde que esta variação cause alteração na disposição 
eletrônica da molécula. O espectro da absorção de uma substância pode ser 
comparado com o de padrões, fornecendo dados para uma análise qualitativa, já 
que cada substância tem um comportamento diferente frente à mesma radiação. 
O espectro de absorção possibilita que se determine o melhor λ para 
avaliação de uma substância. Esse λ se caracteriza pela maior absorção, pela maior 
sensibilidade de detecção e pela obediência à Lei de Lambert-Beer. Por exemplo, a 
dosagem de proteínas pelo método do Biureto, como mostrado no gráfico a seguir, o 
λ é 550 nm. 
 
 Entretanto, nem sempre é possível trabalhar em condições ideias de λ 
máximo. No caso da reação do 3,5-dinitrossalicilato (DNS) com glicídeos redutores, 
tanto o reagente quanto o produto (3-amino, 5-nitrossalicilato), ambos coloridos, 
absorvem na mesma faixa de λ e não se observa um pico de absorção na região do 
visível. Além disso, como a absorção do branco de reação é muito elevada, a 
escolha do λ ideal recai sobre um λ que permita minimizá-la, igual a 540 nm. 
27 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
 
 
III.4. Lei de Lambert-Beer – Relação entra a Absorbância de uma solução e a 
concentração da substância responsável pela absorção 
 
Seja a seguinte situação experimental: 
 
Considera-se 3 soluções de uma substância qualquer, de concentrações 1 
mg/mL, 2 mg/mL e 3 mg/mL, mantidas em recipientes de dimensões idênticas. 
Sobre cada uma delas se faz incidir um feixe de radiação monocromática de 
intensidade 1, de λ absorvido pela substância. Mede-se em cada uma a intensidade 
de radiação transmitida. Os resultados experimentais foram (para Io = 1). 
 
Concentração 
(mg/mL) 
I 
(radiação transmitida) 
0 1 
1 0,80 (= 1 x 0,81) 
2 0,64 (= 1 x 0,82) 
3 0,512 (= 1 x 0,83) 
 
Para cada unidade de concentração a mais, a fração (f ) transmitida da 
radiação incidente é a mesma (no caso, 80% ou 0,8). 
28 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
Como se obtém resultados desta mesma ordem com substâncias diferentes 
para várias faixas de concentração e em diversos comprimentos de onda, podemos 
generalizar: 
 
A radiação transmitida é uma função exponencial da concentração 
 
I = Io x f c em que f <1 
 
𝐼
𝐼𝑜
 = f c log 
𝐼
𝐼𝑜
 = c log f mas log f = - k (porque f <1) 
 
Então,
𝐼
𝐼𝑜
 = 10-kc ou log 
𝐼
𝐼𝑜
 = -kc ou log 
𝐼
𝐼𝑜
 = kc (a) 
Expressões do mesmo tipo podem ser obtidas se variarmos a distância 
percorrida pelo feixe incidente através da solução (caminho ótico). Se mantivermos 
fixa a concentração da solução e medirmos a intensidade da radiação transmitida 
para diferentes distâncias percorridas (l) chegaremos a: 
 
I = Io x 10 -k’l e log 
𝐼𝑜
𝐼
 = k’l (b) 
 
A radiação transmitida é também função do caminho ótico. 
 
As duas expressões (a) e (b) podem ser combinadas em uma única: 
 
 log 
𝐼𝑜
𝐼
 =k x c x l ou A = kcl 
 A Absorbância de uma solução é proporcional à concentração da solução e à 
distância percorrida pelo feixe luminoso através da solução. Esta é a lei de 
Lambert-Beer. 
A constante k é o coeficiente de extinção, absorção ou absortividade e 
corresponde à Absorbância de uma solução de concentração unitária, por unidade 
de distância percorrida. O coeficiente de extinção mola (ɛ) é a Absorbância fornecida 
por uma solução 1 mol/L em um caminho ótico de 1 cm. Sua notação é 𝐸1𝑐𝑚
1𝑚𝑜𝑙/𝐿 . 
29 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
No entanto, o PM de alguns compostos como proteínas e ácidos nucleicos 
em uma mistura não são facilmente disponíveis e, nestes casos, utiliza-se o 
coeficiente de extinção especifico. Este é a Abs. de uma solução 10 g/L (1%) do 
composto em um caminho ótico de 1 cm. Sua notação é 𝐸1 𝑐𝑚
1% . 
A absortividade varia com o comprimento de onda, com a natureza do soluto 
e do solvente e com as condições do meio (pH, T, dentro outros). 
 
III.5. Medidas experimentais 
 
Transmitância e Absorbância são lidas usualmente em escalas duplas nos 
aparelhos de medida. Em geral a transmitância é lida em percentagem (I/Io x 100) 
em uma escala linear de zero a 100% e a Absorbância é lida em escala logarítmica 
o que dá apreciável imprecisão de leitura à proporção que Abs aumenta. Em alguns 
aparelhos a escala de Absorbância é linear, o que facilita muito a leitura. 
 
 
 Entretanto, nem sempre os instrumentos fotoelétricos asseguram uma medida 
experimental precisa. As faixas de maior confiabilidade de leitura serão mais ou 
menos amplas dependendo da sensibilidade dos detectores de cada aparelho. A 
faixa de Abs 0,2 a 0,7 deve ser preferencialmente utilizada porque apresenta um 
erro relativo máximo por volta de 3% (para leitura nestes limites) nos aparelhos de 
uso corrente. Fora destes limites o erro experimental tende a crescer. 
 
III.6. Calibração do Aparelho 
 
A escala do aparelho é calibrada entre o zero mecânico (sem luz, equivalente 
à absorção total) e T = 100% com o branco da análise. Deve-se sempre limpar o 
exterior da cubeta com papel absorvente e antes de proceder a medida, não 
manuseá-las nas faces óticas. 
30 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
Para medidas muito precisas as cubetas devem ser testadas com água 
destilada uma contra as outras, para evitar pequenas alterações nas propriedade 
óticas. Na varredura do espectro de absorção devemos em cada λ usar o branco 
“solvente” para calibrar a T = 100% pois as fontes podem emitir, nos vários λs, 
diferentes Io como também a célula fotoelétrica pode responder diferentemente nos 
vários λs. O uso do branco corrige isto, forçando que com o solvente puro 
independentemente do Io e da resposta da célula fotoelétrica, obtenha-se 100% de 
T. 
 
III.7. Soluções Referência – Brancos 
 
A Absorbância é uma propriedade extensiva, isto é, se em uma solução mais 
de uma substância absorver em um determinado comprimento de onda, a 
Absorbância da solução será igual a soma das Absorbâncias das substâncias 
presentes. Ou seja, as absorbâncias são aditivas. Uma das aplicações deste fato é a 
possibilidade de se descontar da Absorbância total de uma mistura, as Absorbâncias 
de todas as espécies químicas que não estejam sendo objeto de dosagem, quais 
sejam, o solvente e os reagentes eventualmente utilizados. Esta solução de 
referência (que contém todas as espécies químicas menos a substancia a ser 
dosada) é chamada de BRANCO. Na prática, tanto se pode descontar da 
Absorbância total a do branco lido contra a água destilada, como calibrar o aparelho 
com o mesmo de forma que sua Abs corresponda a Absorbância zero (ou 100% de 
transmitância). 
Existem aparelhos, chamados duais ou duplo feixe, em que o feixe de luz é 
dividido de forma que uma fração passa através da amostra e outra através do 
branco. Neste caso a calibração é feita ajustando-se T = 100% com os dois 
compartimentos contendo a solução de referência. 
 
III.8. Curva Padrão 
 
Se uma radiação monocromática passa através de uma substância em 
solução, sua Absorbância é determinada por A = ƹ x I x c, e é possível então construir 
uma reta variando-se c e lendo-se as respectivas Absorbâncias. Esta reta deve 
31 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
passar obrigatoriamente pela origem. O gráfico resultante constitui uma curva 
padrão ou curva de referência que permite determinar qual a concentração de uma 
substância em uma soluçãoproblema. 
 
 
 
Na prática, pode-se trabalhar com faixas espectrais mais largas que uma 
radiação monocromática, como nos colorímetros que usam filtros óticos. A Lei 
Lambert-Beer ainda é obedecida mas a absortividade assim determinada é uma 
“media” dos valores reais das absortividades nos diversos comprimentos de onda da 
faixa incidentes, o que não impede a utilização eficiente de colorímetros. 
A vantagem do uso de espectrofotômetros, que utilizam outros dispositivos 
monocromadores é a minimização da interferência de substancias que absorvem em 
comprimentos de onda relativamente próximos aos picos de absorção das espécies 
químicas que são objeto do procedimento analítico 
 
III.9. Amostras Turvas 
 
A determinação da absorbância de amostrar turvas fornece valores elevados 
pois parte da luz é espalhada e não atinge o fototubo. A turbidez das amostras, 
aparentemente límpidas a olho nu, interfere na leitura de absorbância, 
especialmente na região do UV. Este espalhamento, indesejável em alguns casos, 
32 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
pode ser utilizado na determinação da taxa de crescimento de uma cultura 
microbiana líquida. 
 
III.10. Desvio da Lei de Lambert-Beer 
 
Nem sempre a Absorbância varia linearmente com a concentração. Desvios 
de Lei de Lambert-Beer ocorrem comumente quando não se utiliza monocromática e 
quando a solução está extremamente diluída ou concentrada. Efeitos como 
associações, ionizações, dissociações ou solvatação podem levar a uma diferente 
distribuição eletrônica e a consequente variação da energia passível de ser 
absorvida pela molécula. Isto corresponde a um deslocamento do pico de absorção 
da substância. O λ utilizado deve ser o de máxima absorção da solução, pois é nele 
que se tem a maior sensibilidade da medida. No entanto, se alguma substância 
interfere absorve também neste λmax, deve-se procurar, através do uso de um 
espectro diferencial, o λ mais adequado para uma maior sensibilidade da medida. 
 
 
 
 Por esta razão é importante que ao se construir uma curva padrão sejam 
estabelecidos os limites em que haja a proporcionalidade entre incrementos de 
concentração e incrementos de Absorbância, isto é, que a lei de Lambert-Beer seja 
obedecida. 
 Também a determinação da Absorbância de uma solução de 
concentração desconhecida deve estar na faixa em que há linearidade. Caso 
contrário a solução deve ser convenientemente diluída. 
 
33 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
III.11. Cálculo da concentração de soluções-problema a partir de dados de 
Absorbância ou Transmitância 
 
→ A partir das expressões: 
 
 A = ƹ x I x c T = 10 – ƹ x l x c 
 Pode-se grafar a variação de Abs e T versus c. 
 
 
É claro que uma concentração desconhecida pode ser determinada pela 
utilização direta do gráfico de Abs ou de T desde que se possua uma curva padrão 
em qualquer das duas escalas. 
 
Teremos então: AD = ƹ x I x cD AP = ƹ x I x cP 
 
em que D e P se referem às soluções desconhecidas e padrão. Como ƹ e I 
são iguais para as duas determinações: 
 
AD
𝐴𝑃
 = 
𝐶𝐷
𝐶𝑃
 portanto, CD x AP = AD x CP. 
 
 Assim, CD = 
𝐶𝑃
𝐴𝑃
 X AD 
𝐶𝑃
𝐴𝑃
 é um fator que multiplicado pela Absorbância da solução desconhecida 
fornece sua concentração. 
 
→ Quando construímos uma curva padrão o que fazemos é processar 
simultaneamente várias alíquotas diferentes de uma solução de concentração 
conhecida determinando as suas Absorbâncias, de tal modo que: 
34 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
 
Concentração c1 c2 c3 c4 .... cn 
Absorbância Abs1 Abs2 Abs3 Abs4 .... Absn 
 
Colocando em gráfico: 
 
 
 
É claro que, teoricamente: 
 
𝐴𝑏𝑠1
𝑐1
 = 
𝐴𝑏𝑠2
𝑐2
 = 
𝐴𝑏𝑠3
𝑐3
 = .... = 
𝐴𝑏𝑠𝑛
𝑐𝑛
 = 
∆ 𝐴𝑏𝑠
∆𝑐
 
 
Na prática, a dispersão experimental dos pontos faz com que o valor de Abs/c 
não seja o mesmo nas diversas alíquotas e, ou se traça a melhor reta (visualmente 
ou pelo método dos mínimos quadrados) ou se determina um coeficiente angular 
médio. 
 
𝐴𝑏𝑠1+𝐴𝑏𝑠2+𝐴𝑏𝑠3+⋯+𝐴𝑏𝑠𝑛
𝑐1+𝑐2+𝑐3+⋯+𝑐𝑛
 = 
∑𝐴𝑏𝑠
∑𝑐
 = K 
 
Como c/Abs é um fato que multiplicado pela Absorbância fornece a 
concentração, o inverso de K pode ser considerado um fator de curva, com a 
mesma finalidade. Este fator é representado por f e teria as dimensões de 
35 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
concentração/Absorbância. Como a Absorbância é adimensional (não tem unidade) f 
é dado em termos de concentração. 
 
→ Cuidados especiais: 
 
1) Muitas vezes, devido a possíveis variações na preparação dos reagentes ou 
ao seu envelhecimento, é conveniente processar paralelamente ao ensaio da 
amostra desconhecida uma solução padrão. 
2) Na realidade, para não termos problemas com a reprodutibilidade dos 
resultados devido às variações no desempenho da aparelhagem ou a dos 
reagentes deveríamos realizar, simultaneamente com cada determinação da 
amostra desconhecida, uma nova curva padrão, o que, por razões práticas e 
em vista do limites de tolerância aceitáveis, normalmente é feito. 
3) É essencial preparar os brancos e soluções padrão em duplicatas, para que 
a construção da curva padrão seja precisa. 
 
III.12. Métodos Colorimétricos 
A grande maioria das biomoléculas quando em solução não é capaz de 
absorver luz na faixa do visível. Desta forma, para a determinação da 
concentração destas substâncias por colorimetria, torna-se necessário o uso 
de artifícios que transformam soluções incolores em solução coloridas. 
Isto é feito através de reações químicas específicas que levem à 
formação de um produto colorido que apresente uma relação estequiométrica 
com a substância cuja concentração se deseja determinar. 
 
IV. ROTEIRO DA PRÁTICA: DETERMINAÇÃO DO ESPECTRO DE ABSORÇÃO 
DE CORANTES E CONSTRUÇÃO DE CURVA PADRÃO 
 
Material: 
 
→ Solução de azul de bromofenol – 0,01 mg/mL 
36 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
 
 
 
→ Solução de metilorange – 0,01 mg/mL 
 
FONTE: 
 
→ Espectrofotômetro 
 
Objetivo: 
 
→ Determinar o espectro de absorção de soluções de azul de bromofenol (ABF) e 
de metilorange (MO). 
37 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
→ Caracterizar o comprimento de onda onde ocorre absorção máxima. 
→ Determinar o espectro de absorção de uma mistura de ABF e MO. 
→ Construir uma Curva Padrão para cada um dos corantes nos λs adequados. 
 
Procedimento: 
Determinação do Espectro de Absorção 
 
→ Preparar o material de acordo com o esquema a seguir: 
 
Tubo Composição 
ABF ou MO 5 mL de ABF ou MO 
𝐴𝐵𝐹
2
 ou 
𝑀𝑂
2
 2,5 mL ABF ou MO + 2,5 mL H2O 
ABF + MO 2,5 mL ABF + 2,5 mL MO 
 
→ Varrer o espectro determinando as Absorbâncias nos comprimentos de onda 
relacionados na tabela a seguir, calibrando o aparelho à T = 100% (Abs = 0) em 
cada λ com o Branco, conforme indicado. 
 Abs. em λ (nm) 
 400 415 445 460 490 520 535 550 580 610 640 
MO 
MO/2 
ABF 
ABF/2 
ABF + MO x 
H2O 
ABF + MO x 
MO/2 
ABF + MO x 
ABF/2 
 
→ Lançar em gráfico as leituras de Absorbância x comprimento de onda e selecionar 
os λs adequadospara construção da curva padrão de cada corante. 
 
Determinação do Espectro de Absorção 
 
 
38 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
 
→ Seguir o protocolo abaixo utilizando soluções de ABF ou MO, conforme o caso: 
 
TUBO ABF ou MO 
(mL) 
H2O (mL) Abs 
(......nm) 
Concentração 
( ) 
B - 5,0 
1 1,0 4,0 
2 2,0 3,0 
3 3,0 2,0 
4 4,0 1,0 
5 5,0 - 
 
→ Ler as Absorbâncias de cada tubo de λ anteriormente selecionado para cada 
corante, utilizando o tubo B como branco de ração. 
 
→ Lançar em gráfico Absorbância x concentração de corante e analisar os 
resultados obtidos. 
 
 
V. EXERCÍCIOS 
 
1) Calcule as Absorbâncias correspondentes aos seguintes valores de %T. 
a) 95 
b) 88 
c) 71 
d) 50 
e) 17,5 
f) 1,0 
 
2) O coeficiente de extinção molar do NADPH.H+ em 340 nm é 6,22 x 10³ M-1 
cm-1. Três mL de solução, contendo 0,2 µmol NADPH.H+, foram colocados em 
uma cubeta de caminho ótico 1,05 cm. Calcule a Abs desta amostra em 340 
nm. 
39 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
 
3) 2,0 mL de uma solução de azul de bromofenol (sol.A) foram diluídos a 5,0 mL 
com água destilada. Ao se determinar a Absorbância desta solução diluída 
(sol.B) em 580 nm encontrou-se um valor de 0,4. Qual a concentração da 
solução A em mg/mL? fABF = 0,1 mg/mL amostra 
 
4) Para determinar a concentração de uma solução de metilorange (solução A) 
um técnico (inexperiente em laboratório) fez diluições ao acaso, sem 
raciocinar: 
 
a) 0,2 mL da solução A foi diluída a 10,0 mL com água destilada, constituindo 
esta a solução B. 
b) 0,5 ml da Solução B foi diluída a 5,0 mL obtendo-se assim a solução C. No 
espectrofotômetro a Absorbância da solução C a 460 nm foi de 0,7. 
Determinar as concentrações das solução A, B e C e dar os resultados em 
mg/mL. fMO = 0,08 mg/mL amostra 
 
5) Um determinado composto apresenta um máximo de absorção em 550 nm. 
Sabe-se que neste comprimento de onda a Lei de Lambert-Beer é respeitada 
para concentrações de 0,1 µmol/mL e 3 µmol/mL. Qual a concentração de 
uma solução deste mesmo composto correspondente a uma Absorbância de 
0,75? 
 
6) Uma solução de uma substância colorida de concentração X mg/mL, que 
obedece à Lei de Lambert-Beer, forneceu uma leitura de 0,35, quando 
medida em uma cubeta com 1 cm de espessura (d = 1 cm): 
a) Calcule a Absorbância de uma solução da mesma substância nas 
concentrações de 2X mg/mL, medida na mesma cubeta. 
b) Qual deve ser a espessura da cubeta de modo que uma solução de 
concentração 2X mg/mL dê leitura de Absorbância 0,35? 
c) Qual deve ser a Absorbância da solução original (concentração X) quando 
medida em uma cubeta de 0,5 cm de espessura? 
 
7) Tomando 2,0 mL de uma solução A, de concentração X mg% e adicionamos 
40 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
2,0 mL de água destilada, obtendo assim, a solução B. Determinamos o 
espectro de absorção das solução A e B, e os seguintes valores foram 
obtidos em relação a λ (nm): 
λ (nm) 420 460 480 500 520 540 560 580 600 
Abs A 0,75 0,80 0,65 0,60 0,20 0,10 0,20 0,40 0,20 
Abs B 0,40 0,45 0,35 0,30 0,10 0,05 0,10 0,20 0,10 
 
a) Quantos picos de absorção foram observados? 
b) São estes os λ mais indicados para avaliação de concentração? 
c) Qual(is) o(s) λ (s) que você escolheria para determinar a concentração de 
X/5 mg%. 
d) Qual o λ que você escolheria para determinar a concentração de uma 
solução 2X mg%. 
Com dados apresentados na Tabela 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
41 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
PRÁTICA 5: INTRODUÇÃO À ACIDEZ E BASICIDADE, ESCALA DE PH, PK, 
SOLUÇÃO TAMPÃO 
 
I. EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE 
 
I.1. Conceito de Ácido e Base 
 
Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis desenvolveram um amplo conceito de 
ácidos e bases. De acordo com o conceito de Arrhenius (o mais antigo), um ácido é 
definido como uma substância que produz íons H+ e uma base como aquela que 
produz íons OH, em solução. 
Surgiu depois a proposição, feita independentemente por Bronsted e Lowry, 
que define um ácido como qualquer substância que é capaz de liberar prótons (íons 
H+) em solução e uma base como qualquer substância que se combina com prótons, 
removendo-os da solução; esta é a definição mais usual de ácidos e bases para 
trabalhos biológicos. 
Finalmente temos a proposição conhecida como teoria de Lewis que 
considera como ácida a substância receptora de um par de elétrons e como base a 
doadora de um par de elétrons. 
As substâncias que podem atuar tanto como ácido e como base são ditar 
anfotéricas. 
 
I.2. Eletrólitos Fortes e Fracos: Equação de Henderson-Hasselbach 
 
Dentre os ácidos e bases podemos distinguir os fracos e fortes, de acordo 
com a capacidade de ionização quando em solução aquosa. 
 
Eletrólitos fortes – aqueles que se ionizam completamente em solução 
Eletrólitos fracos – aqueles que se ionizam parcialmente em solução 
 
A equação seguinte mostra a relação entre um ácido fraco não dissociado e 
seus íons: 
 
 
42 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
HA → H+ + A- 
 ácido fraco base conjugada 
(não dissociado) 
 
Aplicando a lei de ação das massas, teremos: 
 
Ka = 
[𝐻+][𝐴−]
[𝐻𝐴]
 (1) 
Onde: Ka = constante de dissociação do ácido 
 H+ = íon hidrogênio 
A- = base conjugada 
HA = ácido não dissociado 
[ ] = concentração em mol/L 
 
Quanto maior o Ka, maior será a [H+] liberado por mol de ácido em solução e 
logo mais forte o ácido; assim, o Ka apresente a medida da força de um ácido. 
 
 Rearranjando a equação (1): 
 
1
[𝐻+]
 = 
1
𝐾𝑎
 x 
[𝐴− ]
[𝐻𝐴]
 (2) 
 
Tomando o logaritmo dos dois membros, teremos que: 
 
log 
1
[𝐻+]
 = log 
1
𝐾𝑎
 + log 
[𝐴−]
[𝐻𝐴]
 (3) 
 
Sabe-se que em log 
1
[𝐻+]
 é igual a pH; da mesma maneira podemos dizer 
que log
1
𝐾𝑎
 = pKa. Substituindo-se em (3), teremos: 
 
 pH = pKa + log 
[𝐴−]
[𝐻𝐴]
 (4) 
 
Esta equação é conhecida como equação de Henderson-Hasselbach. 
43 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
O pKa é constante para uma certa temperatura e é uma característica de 
cada ácida orgânico ou inorgânico. 
A equação mostra que o pH de qualquer solução aquosa que contenha uma 
quantidade significativa de um ácido fraco, dependerá da proporção (e não da 
quantidade absoluta) das formas dissociadas e não dissociadas do ácido e do pKa 
deste mesmo ácido; qualquer fator que resulte na variação de pH do meio também 
modificará, logaritmicamente, a proporção das formas dissociadas e não 
dissociadas. 
 A concentração total do ácido fraco não-dissociado [HA] é maior do que a 
concentração total da forma dissociada [A-]; sendo que a concentração de HA se 
torna ainda maior pela adição à solução de um sal deste mesmo ácido, pois o sal, 
muito dissociado, aumenta bastante a concentração de A- (efeito do íon comum) 
diminuindo ainda mais a dissociação de HA. Deste modo podemos, numa mistura de 
sal e ácido fraco, com erro muito pequeno, substituir o termo [HA] pela concentração 
total do ácido. Da mesma maneira, a concentração de [A-] proveniente da 
dissociação do ácido fraco HA é muito pequena em relação à vinda do sal, podendo-
se substituir [A-] pela concentração de sal. 
 Daí a equação(4) pode ser expressa como: 
pH = pKa + log 
[𝑠𝑎𝑙]
[á𝑐𝑖𝑑𝑜]
 (5) 
 
II. NEUTRALIZAÇÃO DE UM ÁCIDO FRACO POR UMA BASE FORTE – CURVA 
DE TITULAÇÃO 
 
 Um ácido fraco HA (ácido lático, por exemplo) ou uma base fraca (NH4+, por 
exemplo) ao ser titulado por uma base forte (como NaOH) se comporta de acordo 
com a curva a seguir, ao se colocar o pH da solução na abscissa e a quantidade de 
base adicionada (equivalentes) na ordenada. 
 
44 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
 
 
III. TAMPÕES 
 
 A capacidade que uma solução tem em não permitir variações acentuadas de 
pH, apesar da adição de ácido ou base, chama-se AÇÃO TAMPÃO e as 
substâncias cuja presença na solução são responsáveis por este efeito são 
conhecidas como TAMPÕES. 
 Em geral, os melhores tampões são constituídos de um ácido (ou base) 
fraco(a) e seu respectivo sal. Quando a [A-] = [HA], ou seja, 50% do ácido estiver 
dissociado, teremos segundo a equação de Henderson- Hasselbach: 
 
pH = pKa + log 
50
50
 = pKa + log 1 
pH = pKA 
 
 O efeito tamponante de uma mistura é mais eficiente dentro dos limites de 
uma unidade de pH acima e abaixo do valor de pKa, ou seja, variando-se a 
proporção de sal / ácido na mistura, desde 10:1 até 1:10. É nesta região do pK que 
se tem a chamada ZONA DE TAMPONAMENTO de uma determinada solução. Na 
curva de titulação apresentada para o ácido lático, esta zona corresponde à região 
intermediária, onde se nota nitidamente pequenas variações de pH ao se adicionar 
base. 
 Todas as considerações feitas para ácidos podem ser estendidas, 
analogamente, para bases fracas. Sistemas tampões são de grande importância na 
regulação do pH dos fluidos e tecidos dos organismos vivos dentro de limites 
45 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
consistentes com a vida e função normal, fazendo parte dos mecanismos 
homeostáticos pelos quais a neutralidade dos líquidos do organismo é regulada. 
 
 No plasma, o tampão mais importante é o sistema bicarbonato-ácido 
carbônico, cuja eficiência é devida ao HCO3- que está presente em alta 
concentração. 
 
H2CO3 → HCO3- + H+ 
pKa = 6,1 
 
O sistema bicarbonato-ácido carbônico participa no tamponamento contra ácidos 
e bases. 
NaHCO3 + HCl → H2CO3 + NaCl 
 
 
 H2O CO2 (pode ser removido pelos pulmões) 
 
H2CO3 + NaOH → NaHCO3 + H20 
 
Outro sistema tampão também importante no sangue é o da hemoglobina que 
tampona o CO2 (como o ácido carbônico), produzido durante os processos 
metabólicos. 
A hemoglobina (Hb) está presente no sangue como uma mistura de formas 
oxigenada e não oxigenada. A proporção de cada uma é função da pressão parcial 
do O2. 
46 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
 Hb + O2 → HbO2 
 Hemoglobina oxihemoglobina 
 
Por outro lado, um dos grupos ionizáveis de um amino ácido desta proteína – 
a His – (pKImidazol = 6,0) desempenha um papel importante na manutenção do pH do 
sangue. 
 Assim: 
Hb + H+ → HHb 
 Hemoglobina hemoglobina reduzida 
 
 Há, portanto, quatro formas de hemoglobina presentes e a proporção de cada 
uma é uma função do oxigênio e do pH do sangue (Hb; HHb; HbO2; HHbO2). 
 Os tecidos, em geral, contribuem para uma maior proporção de HHb 
enquanto que os pulmões para a maior proporção da forma HbO2. 
 De uma forma sucinta, o esquema abaixo mostra como funciona o equilíbrio 
entre as formas oxigenada e desoxigenada da hemoglobina. 
 
 Um dos mecanismos que explica esse poder é o da aceitação de íons H+ pela 
Histidina (teor elevado) na molécula de hemoglobina, com liberação de O2. 
 
Ou 
HbO2- + H2CO3 → HHb + O2 + HCO3- 
47 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
 Os tampões também são largamente usados em laboratórios, pois permitem 
o preparo de soluções de pH conhecido, servindo para controlar o pH de meios de 
cultura de micro-organismos e tecidos. Além disso, muitas reações químicas, 
incluindo aquelas catalisadas por enzimas, requerem controle de pH, que é dado por 
soluções apropriadamente tamponadas. 
 Tendo sido evidenciada a importância do pH, a sua determinação é 
necessária, sendo uma das operações mais comuns em laboratórios de Bioquímica. 
Esta determinação pode ser feita através do uso de indicadores (método 
colorimétrico), ou medindo-se diretamente em aparelhos especiais denominados 
potenciômetros (método eletrométrico). 
 
Método colorimétrico pelo uso de indicadores 
 
 Indicadores são, em geral, ácidos orgânicos fracos (ou bases) que mudam de 
acordo com a variação do pH do meio. 
 Muitos deles são usados como indicadores do final de titulação de ácidos e 
bases, enquanto outros servem para a determinação do pH de soluções. 
 
 Os princípios aplicados para solução de ácidos (ou bases) fracos são também 
utilizados por indicadores. 
 No caso de um indicador que se comporta como um ácido fraco (HIn), tem-se 
a seguinte equação de equilíbrio: 
 
 HIn → H+ + In- 
 (cor 1) (cor 2) 
 As moléculas não dissociadas (HIn) apresentam uma determinada cor, 
diferente da de seus íons. A introdução de uma carga positiva ou negativa provoca o 
rearranjo de duplas ligações conjugadas, traduzindo-se em modificações de cor. 
 Ao se aplicar a lei de ação das massas à dissociação do indicador, achamos 
sua constante de equilíbrio (constante de dissociação aparente do indicador), 
expressa como: 
 K = 
[𝐻+][𝐼𝑛−]
[𝐻𝐼𝑛]
 
48 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
e de acordo com a equação de Henderson-Hasselbach: pH = pKIn + log
[𝐼𝑛−]
[𝐻𝐼𝑛]
. 
 No caso do indicador azul de bromo timol (ABT), que tem pK = 7,0, as 
moléculas não dissociadas (forma ácida) são amarelas, enquanto que os ânions 
(forma de sal ou forma dissociada) são azuis. 
 Se o ABT for adicionado a uma solução cuja pH é 7,0 (igual ao pKIn), de 
acordo com a equação acima, a concentração da forma dissociada (azul) e não-
dissociada (amarela) são iguais, resultando em uma solução de coloração verde. 
 Se o pH for maior que 7,0, a proporção de forma dissociada (azul) será maior 
que a não-dissociada (amarela), podendo-se atingir um valor de pH em que não se 
perceba a presença da forma não-dissociada e a solução permaneça com a cor 
azul. 
 De maneira semelhante, a medida que se diminua o pH e este se distancie de 
7,0 a forma não dissociada predominará até o ponto em que não mais se perceba a 
presença da cor azul (forma dissociada) e a solução exibirá a cor amarela 
característica. Logo, a intensidade da cor e o tom são determinados pelas 
concentrações das formas de ácido (indicador não dissociado) e de sal (indicador 
dissociado) presentes na solução. 
 Existe um grande grupo de indicadores que difere em seus respectivos pKs e 
que portanto permite medir valores de pH desde 0,5 até 13,0 unidades. 
 Isto quer dizer que cada um tem uma zona definida de pHs dentro da qual 
qualquer variação é acompanhada de uma mudança de cor; logo, a determinação do 
pH de uma solução desconhecida, por meio de indicadores, depende de uma 
solução de indicador cuja zona de transição inclua o pH da solução. 
 Após a seleção do indicador apropriado, a solução desconhecida é tratada 
com um volume determinado do indicador e a cor obtida é comparada com aquela 
conseguida quando a mesma quantidade de indicador é adicionada a uma série de 
soluções padrões de tampão de pHs conhecidos. O pH da solução desconhecida 
será aquele da solução padrão com aqual coincide em cor. 
 Para efeitos práticos, pode-se utilizar papéis de filtro embebidos em 
determinado indicador. 
 A aplicação no papel de uma gota da solução cujo pH se quer determinar 
produz uma coloração que, comparada com uma tabela padrão de cores, permite 
verificar o pH. 
49 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
 Existem limitações na determinação colorimétrica do pH, já que os 
indicadores sofrem interferências de vários agentes, sendo sua maior utilidade 
realmente na titulação de substâncias. 
 
Método eletrométrico pelo uso de potenciômetros 
 
O pH de uma solução pode ser determinado com maior precisão por medidas 
de potenciais de certos eletrodos. 
Os métodos eletrométricos requerem equipamentos relativamente mais caros, 
mas permitem medidas mais rápidas e apuradas; eles dependem do uso de 
eletrodos de vidro e de hidrogênio. 
O eletrodo de vidro é aplicável a praticamente todas as espécies de soluções, 
incluindo aquelas contendo fortes agentes oxidantes e redutores; é ideal para uso 
com fluidos biológicos; é calibrado para leituras de pH sem requerer qualquer cálculo 
e a precisão do eletrodo de vidro fica a poucos centésimos de uma unidade de pH. 
A principal limitação dos eletrodos de vidro é ser atacada por soluções 
fortemente alcalinas e pelo fato de em valores de pH acima de 9,0 certos cátions, 
especificamente Na+, causarem erros apreciáveis. 
 
IV. ROTEIRO DA PRÁTICA 
 
MATERIAL: 
→ Azul de bromotimo (ABT) - ____g% 
→ Na2HPO4 / NaH2PO4 – 0,05 M 
→ Espectrofotômetro ou fotocolorímetro 
 
 
 
50 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
OBJETIVO: 
 
 Conceituação de pK. Cálculo de pH pela equação de Henderson-Hasselbach. 
 Determinação de pK de um indicador por colorimetria. 
 
PROCEDIMENTOS: 
 
SOLUÇÃO 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 
Na2HPO4 
0,05M 
0 1 5 10 20 30 40 45 49 50 
NaH2PO4 
0,05M 
50 49 45 40 30 20 10 5 1 0 
 
→ Para os tubos numerados de 1 a 10, pipetar ____ mL das soluções acima 
correspondentes. 
→ Adicionar a cada tubo ____ mL da solução de indicador azul de bromotimol 
__ g%. Homogeneizar. 
→ Determinar as Abs dos tubos 2 a 10, utilizando o tubo 1 como branco em 
610 nm (λ ideal para ABT dissociado). 
→ Admitindo-se que o indicador esteja totalmente dissociado [In-] no pH da 
solução relativa ao tubo 10, calcular em função da Abs o percentual de In- nos tubos 
2 a 9 (tubo 1 = 0% e tubo 10 =100% de In-). 
 → Lançar em gráfico % In- contra pH (potenciômetro) e calcular o pK do 
indicador. 
 
Solução 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 
pH experimental 
Abs 610 nm 
% In- 
 
 
 
 
 
51 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
V. EXERCÍCIOS 
 
1) Em relação à equação de Hendeson-Hasselbach: 
a. Qual é a sua expressão matemática? 
b. Qual é a sua principal importância? 
c. Deduza a equação a partir de HA → H+ + A-, usando 
Ka = 
[𝐻+][𝐴−]
[𝐻𝐴]
 , lembrando que o pH = - log[H+]. 
2) Em relação a prática realizada: 
a. Calcular o pH teórico dos tubos 2 a 9 pK H2PO4 = 6,8. 
b. Por que quando você vai fazer as leituras de absorvância dos tubos 
você zera o aparelho com o tubo 1 da reação? 
c. Por que você faz as leituras das absorvâncias no comprimento ideal do 
tubo 10? 
3) Você pode utilizar um aminoácido para fazer uma mistura tampão? Por quê? 
4) Qual será o pH teórico de uma solução resultante da adição de 50 mL de 
NaOH 0,1 M a 200 mL de ácido acético 0,05 M? 
pKHAC = 4,77 
5) Qual será o pH de uma solução que contenha 0,2 g/L de Na2CO3 e 0,2 g/L de 
NaHCO3? 
k = 5,6 x 10-11 M PM Na2Co2 = 106 PM NaHCO3 = 84 
6) Ácido ɣ-amino butírico tem ponto isoelétrico 7,3. Uma solução de pH 3,24 
contém 10% do composto em sua forma zwittteriônica. Calcule os valores de 
pK do ácido ɣ-amino butírico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
52 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
PRÁTICA 6: EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
I. INTRODUÇÃO 
Quando a concentração de todos os reagentes e produtos, em um sistema 
fechado, não variam mais com o tempo diz-se que estamos no estado de equilíbrio 
químico. Nesta condição, as reações direta (formação dos produtos) e reversa 
(regeneração dos reagentes) acontecem com a mesma velocidade. Diz-se que 
temos um equilíbrio dinâmico. Para que tenhamos a condição de equilíbrio não pode 
ocorrer a liberação ou perda de qualquer uma das espécies do sistema. 
Quando uma Reação Reversível, isto é, aquela que se processa nos dois 
sentidos, como no exemplo representado abaixo, 
N2 (g) + 3 H2 (g) ↔ 2 NH3 (g) 
processa-se em um sistema fechado, depois de algum tempo, característico 
para cada reação, estabelece-se um Equilíbrio Químico. Isto quer dizer que neste 
ponto, as velocidades da reação direta (formação de amônia) e da reação inversa 
(decomposição da amônia formando os gases H2 e N2) são iguais. Outra 
característica do equilíbrio é que as concentrações de todas as espécies presentes 
no equilíbrio permanecem constantes (isto não significa que elas sejam iguais). 
Muitos sistemas encontram-se no estado de equilíbrio. Por exemplo, quando 
um líquido é armazenado em um frasco fechado, temos o equilíbrio do vapor desta 
substância com o líquido. No caso das soluções saturadas de um sal, os íons 
dispersos em solução estão em equilíbrio com o sal sólido, depositado no fundo. 
A relação entre as concentrações de reagentes e produtos em equilíbrio é 
dada pela constante de equilíbrio, K, segundo a Lei da ação das massas. 
Para a reação hipotética 
a A + b B  c C + d D 
teremos: 
K = [C]c [D]d/[A]a [B]b 
Onde A, B, C e D são as espécies químicas e a, b, c e d os respectivos 
coeficientes estequiométricos e a constante de equilíbrio, K, depende da 
temperatura. 
Caso o sistema seja perturbado, reagentes ou produtos devem ser 
consumidos de forma que a Lei da ação das massas seja obedecida, 
53 
Química Experimental – Apostila de Aulas Práticas (Biofísica e Biotecnologia) 
restabelecendo o valor de K. Este princípio é chamado de Princípio de Le Chatelier. 
Devemos lembrar que a velocidade da reação não determina a concentração 
das espécies no equilíbrio. A adição de um catalisador também não afeta as 
concentrações no equilíbrio, apenas este será atingido mais rapidamente. 
 
II. OBJETIVOS 
Estudo dos fatores que influenciam o equilíbrio químico. Estudo dos 
processos de hidrólise. Aplicação do Princípio de Le Chatelier. 
 
III. PARTE EXPERIMENTAL 
 
III.1 Fatores que influenciam o equilíbrio químico 
 
III.1.1. Temperatura. 
Em um lugar ventilado, coloque alguns pedaços de fio de cobre em uma 
garrafa de vidro e adicione com o conta-gotas 1,5 mL de ácido nítrico. Em seguida, 
tampe a garrafa com a rolha e deixe o gás se formar. Observe a cor desse gás à 
temperatura ambiente, em banho-maria aquecido e em banho de gelo. Aguarde 
alguns minutos para que as transformações ocorram. Explique as cores observadas 
em função da temperatura, considerando o seguinte equilíbrio: 
N2O4 (g) ↔ 2 N2O (g) ∆H= +57,12 kJ 
 (incolor) (vermelho-tijolo) 
 
III.1.2. Efeito do íon comum. 
a) Em um tubo de ensaio com 0,5 a 1,0 mL de solução saturada de cloreto de 
sódio adicione 0,5 a 1,0 mL de solução de HCl conc. (12 mol L-1). Observe a 
precipitação do sal. Explique o ocorrido com base no equilíbrio: 
NaCl (s) ↔ Na+ (aq) + Cl- (aq) 
 
b) Em um tubo de ensaio com 1,0 a 2,0 mL de água destilada adicione 2 a 3 
gotas de ácido acético 6,0 mol L-1 e uma gota de solução