Apostila de Aulas Práticas Química Geral Experimental

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Química Geral Experimental – Curso de Química Industrial 
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ORIENTAÇÕES PARA ELABORAÇÃO DE RELATÓRIO 
1- Objetivo geral das aulas práticas: A relação teoria-prática, facilitando o processo ensino-
aprendizagem, além de se familiarizar com o trabalho em grupo. 
2- Toda aula prática gera um relatório. 
3- Aula prática exige como material os seguintes itens: jaleco branco (com emblema do Ifes), 
calça comprida, sapato fechado e caneta para retroprojetor. Além disto, o aluno deve guardar 
seu material nos armários do lado de fora dos laboratórios. Sem um destes itens o aluno não 
pode fazer a aula prática, ficando assim, impossibilitado de fazer o relatório. 
4- Relatório relata o que foi feito. Caso você falte a aula prática, deve participar da confecção do 
relatório do seu grupo, pois é importante saber o que você perdeu. Porém, seu nome não deve 
ser colocado no relatório, pois você não fez o experimento, ficando sem os pontos relativos 
àquela aula perdida. 
5- Importante: um relatório deve ser feito de tal modo que qualquer pessoa que o leia, possa 
entender a experiência realizada e suas implicações. 
6- Cuidado: a falta de qualquer um dos itens no relatório, significa relatório não feito, pois o relato 
fica de tal forma que o item 1 deste aviso não poderá acontecer. 
7- Seqüência correta do relatório: 
 Capa (contendo cabeçalho, título da experiência e integrantes do grupo - nome e 
sobrenome -, além da disciplina e professor). 
 Contra-capa (facultativo) 
 Sumário (índice - facultativo e só se o trabalho contiver numeração de páginas) 
 Introdução (teoria da prática) 
 Objetivos da experiência (o que se quer estudar, obter ou determinar com a 
experiência) 
 Experimental (Material, reagentes e procedimentos) 
 Resultados 
 Discussão (pode vir junto aos resultados) 
 Conclusão 
 Bibliografia 
8- O item Experimental deve conter todos os materiais e reagentes utilizados e o(s) 
procedimento(s) executado(s) na aula. Este procedimento nem sempre é idêntico ao roteiro, 
devendo ser fiel às suas anotações. O procedimento deve vir na forma de texto ou em tópicos 
(com o verbo na forma impessoal e no passado). 
9- No item Resultados deve aparecer as observações feitas (mudança de cores, formação de 
substâncias, liberação ou absorção de calor, etc.), dados determinados com a experiência 
(volume, temperatura, etc.), gráficos e cálculos (se houver). 
10- No item Discussão deve-se, obviamente, discutir os resultados e implicações da experiência. 
NÃO pode ser restrito, simplesmente, ao pouco conhecimento que se tem sobre eles e muito 
menos aos "achismos" (Eu acho que...). Aqui devem ser discutidos: os porquês de tal fenômeno 
ter acontecido; se os resultados são os esperados ou não; se a experiência não foi bem sucedida, 
o que pode ter acontecido que justifique a falta de sucesso; etc. Ainda nesse item devem constar 
as respostas das questões propostas nas fichas de laboratório, não como um questionário mas 
sob a forma de um texto lógico que as contenha. 
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11- O relatório termina com a Conclusão (o que você conclui - não o que constata) da experiência. 
Portanto, além da bibliografia consultada, quando houver, nada mais pode ser escrito. 
12- O relatório deve ser entregue grampeado (ou em pasta ou encadernado) em folha A4. A fonte 
pode ser times new roman ou arial 12, ou similar. O texto deve estar formatado no modo 
justificar. 
13- Relatório em grupo não é a junção de partes isoladas (feitas individualmente) e grampeadas 
para a entrega. 
14- Não copie, total ou parcialmente, relatórios de outros grupos. Caso este tipo de procedimento 
seja percebido, o relatório dos grupos envolvidos não serão considerados. 
15- Leia com atenção as observações (e/ou pontos de interrogação indicativos de que algo está 
incorreto ou incoerente) feitas na correção do relatório para não repetir os erros. 
16- A entrega do relatório, salvo aviso em contrário, será sempre 14 dias após a prática. A cada dia 
de atraso será descontado 0,1 ponto no valor deste relatório (considerando relatório valendo um 
ponto). 
17- Lembre-se: eficiência e organização andam juntos. Trabalho em grupo exige muita 
organização e bom senso. Além disto, a pressa continua sendo a inimiga da perfeição. 
 
 
TABELA DE PONTUAÇÃO DO RELATÓRIO: 
 
Aspectos avaliados na pontuação Pontuação 
Apresentação (Estética na apresentação do relatório) 0,5 
Capa (Com todas as informações importantes) 0,5 
Introdução (Fundamentação teórica de todos os assuntos envolvidos na prática tendo 
como referência a bibliografia consultada) 
 
1,5 
Objetivo (Expresso de forma clara) 0,5 
Parte Experimental (Materiais e Reagentes: Lista completa com as respectivas 
especificações dos materiais (marca, modelo, etc.) e reagentes 
(marca, grau de pureza, etc.) utilizados na prática. 
Procedimento: Texto claro e objetivo do trabalho desenvolvido, 
de modo que possa ser reproduzido por outra pessoa) 
 
 
 
 
2,0 
Resultados (Apresentação de texto explicativo introdutório precedendo a 
apresentação dos resultados experimentais que, quando pertinentes, 
devem ser apresentados na forma de tabelas e gráficos) 
 
 
1,5 
Discussão (Conforme explicitado no roteiro de relatório) 2,0 
Conclusão (Conforme explicitado no roteiro de relatório) 1,0 
Bibliografia (Conforme explicitado no roteiro de relatório) 0,5 
 
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INSTITUTO FEDERAL DO ESPIRITO SANTO - Ifes 
QUÍMICA INDUSTRIAL 
(LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU TIMES 12, CENTRALIZADO, EM NEGRITO) 
[Margens: 3 cm (superior e esquerda); 2 cm (inferior e direita)] 
 
 
 
 
 
FULANO ASSIM ASSADO 
BELTRANO ASSADO ASSIM 
CICLANO DE ETC E ETC 
(LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU TIMES 12, CENTRALIZADO, EM NEGRITO) 
 
 
 
 
 
 
Prática n° 3 (03/02/08): 
TÍTULO DO TRABALHO EM LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU 
TIMES 16, CENTRALIZADO, EM NEGRITO 
 
 
 
 
 
 
 
Disciplina: Química Geral Experimental 
Professor: Claudinei Andrade 
(Letras minúsculas, arial ou times 12, à margem esquerda, sem negrito) 
(Só utilizado se não houver página de rosto) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
VILA VELHA 
AGOSTO - 2018 
(LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU TIMES 12, CENTRALIZADO, SEM NEGRITO) 
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FULANO ASSIM ASSADO 
BELTRANO ASSADO ASSIM 
CICLANO DE ETC E ETC 
(LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU TIMES 12, CENTRALIZADO, EM NEGRITO) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
TÍTULO DO TRABALHO EM LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU 
TIMES 16, CENTRALIZADO, EM NEGRITO 
 
 
 
 
 
 
 
 
Relatório do Curso de Graduação em Química 
Industrial apresentado ao Instituto Federal do 
Espírito Santo - Ifes, como parte das exigências 
da Disciplina Química Geral Experimental sob 
orientação do Professor Claudinei Andrade. 
(Arial 11, sem negrito) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
VILA VELHA 
 AGOSTO - 2018 
(LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU TIMES 12, CENTRALIZADO, SEM NEGRITO) 
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PRÁTICA Nº 01: Segurança e Normas de Trabalho em Laboratório, 
Reconhecimento e Manipulação dos Equipamentos de Laboratório. 
 
INTRODUÇÃO 
 
O que você precisa saber sobre as aulas de laboratório: 
 
A - Objetivos 
O curso prático de Química tem como objetivo criar condições para que o estudante ao final 
do curso seja capaz de: 
Conhecer e manipular aparelhagem de laboratório, realizar técnicas experimentais básicas, 
desenvolver capacidadede observação experimental e correlacionar com os conteúdos teóricos. 
Desenvolver capacidade de dissertar sobre os experimentos realizados, avaliar e discutir os 
resultados obtidos. 
 
B - O Laboratório de Química 
 Os estudantes serão organizados em grupos que ocuparão sempre o mesmo lugar no 
Laboratório. 
 À falta a algum experimento impossibilita o aluno a participar da confecção e avaliação do 
relatório correspondente. 
 Cada mesa no laboratório será equipada com o material necessário à execução do trabalho 
programado. 
 Em dia e horário destinado aos trabalhos práticos os estudantes terão à disposição 
professores encarregados de orientá-los na execução e interpretação dos exercícios de 
laboratórios. 
 Após o uso de bico de gás ou torneira de água, não deixar os mesmos abertos. 
 Ao lançar nas pias algum produto de reação, fazê-lo simultaneamente com descarga 
abundante de água a fim de evitar a corrosão do encanamento. 
 Não lançar fósforos acesos nos locais destinados, à coleta·de lixo. Fotômetros, centrífugas, 
microscópios, balanças ou outros aparelhos somente deverão ser usados pelo aluno depois 
de instruído nas respectivas manipulações, evitando-se assim danos irrecuperáveis. 
 
C - O Material do Estudante 
 Cada estudante deverá trazer para os trabalhos práticos o material abaixo relacionado: 
 Avental - necessário à proteção da roupa e proporciona maior desembaraço na execução de 
tarefas. É requisito, indispensável. 
 Lápis, borracha, caderno de anotações, régua, papel milimetrado, tabela periódica, caneta de 
retroprojetor (preta ou azul), toalha de mão. 
 Observação - o cumprimento de horário é pré-requisito é fundamental. 
 
D - Do Material Recebido e sua Conservação e Limpeza 
 Cada grupo de estudante receberá o material necessário à execução de cada trabalho prático, 
conforme relacionado no roteiro próprio. 
 O aluno não deverá retirar o material de outro grupo mesmo quando os mesmos estiverem 
ausentes. 
 Será exigido dos estudantes o máximo cuidado com o seu lugar e respectivo material. Em 
caso de quebra ou o não funcionamento de algum material recebido, o estudante deverá dar 
conhecimento ao professor ou técnico responsável pela aula a fim de se providenciar a sua 
substituição. 
 Terminados os trabalhos, o estudante deverá proceder a limpeza de seu lugar e a vidraria 
usada será colocada cuidadosamente em local próprio para lavagem. 
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E - Dos Reagentes 
 Para cada trabalho prático haverá à disposição dos estudantes uma provisão dos reagentes 
relacionados no roteiro. 
 Após o uso, cada frasco de reagente deverá ficar no lugar onde foi encontrado no início da 
aula. 
 Não trocar as rolhas ou tampas dos frascos. 
 Uma mesma pipeta não poderá ser introduzida em 2 frascos diferentes sem ser 
devidamente lavada. 
 
F - Da Execução dos Trabalhos Práticos 
 Exigem-se para todos os trabalhos práticos a mesma atenção, rigor técnico e disciplina. 
 O aluno só alcançará a eficiência desejada sendo pontual, assíduo, ordeiro, asseado e com 
conhecimento prévio do trabalho prático a ser executado. 
 
G - Normas de segurança 
O laboratório de química é um lugar seguro de trabalho, desde que se trabalhe com 
prudência, para evitar acidentes. 
Respeite rigorosamente as seguintes precauções recomendadas: 
1. Não coma nem beba no laboratório, também não coloque as mãos, dedos e unhas na boca ou 
nos olhos sem antes lavá-las muito bem. 
2. Use sempre avental de manga comprida para evitar derrubar algum reagente nos braços, não 
entre no laboratório sem previamente vestir o avental. 
3. Coloque todo seu material no lugar indicado, fique apenas com um bloco de anotações, 
caneta ou lápis por mesa. 
4. Neste bloco anote todas observações que achar importante para confecção do relatório, 
todos integrantes do grupo devem sugerir e verificar as anotações. 
5. Nunca fume no laboratório. 
6. Não mistures reagentes sem prévio consentimento do professor, isso pode ser muito 
perigoso. 
7. Se algum reagente atingir sua pele ou olhos, lavar imediatamente com água e avisar o 
professor. 
8. Nunca provar nem cheirar qualquer composto químico sem prévia autorização. 
9. Nunca comece um experimento sem explicação prévia do professor e na dúvida sempre 
pergunte, nunca teste nada por conta própria. 
10. Não converse durante a explicação do professor sobre a prática, sua falta de atenção pode 
colocar você e seus companheiros em risco, bem como prejudicar o andamento do 
experimento. 
11. Trabalhe com seriedade, método e calma. 
 
H - Relatório técnico científico 
 No relatório devem constar os seguintes dados: Data, número da prática, número do grupo, 
nome do experimento. 
 O relatório deve apresentar os seguintes tópicos; devidamente numerados: 
I. Introdução: é uma espécie de apresentação do experimento, e deve conter a parte teórica 
relativa ao experimento, exemplo: 
Experimento: caracterização de álcoois. 
Introdução: Nesta prática serão estudados compostos orgânicos denominados por álcoois. 
Esses compostos orgânicos são caracterizados pela presença do grupo OH (hidroxila). Os 
álcoois primários e secundários sofrem reação de oxidação quando colocados em contato 
com agentes oxidantes em meio ácido. Já álcoois terciários não sofrem este tipo de reação. 
Exemplos de álcoois primários, secundários e terciários: ...................... 
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II. Objetivo: apresenta de forma direta a informação que você vai obter através do 
experimento, exemplo: 
Objetivo: O objetivo deste experimento é caracterizar algumas amostras de álcoois de 
fórmulas desconhecidas. 
III. Experimental: neste tópico você deverá apresentar os seguintes itens, material utilizado, 
vidraria (tipo), balança (tipo); os reagentes utilizados, e o procedimento experimental. 
O procedimento deve ser escrito de forma que outra pessoa que não esteja no laboratório, 
consiga reproduzir o experimento que você fez, através da leitura de seu relatório. Nunca 
coloque resultados na parte experimental. 
Exemplo: com auxílio de uma pipeta, 1 mL de solução de óxido de cromo foi adicionada 
ao tubo de ensaio que continha 2 mL da amostra de álcool do tipo A. 
IV. Resultados e discussão: Neste tópico você deve apresentar os resultados observados, de 
forma direta e clara, sempre que possível através de tabelas e/ou gráficos. A discussão dos 
resultados é feita sempre tentando relacionar a teoria apresentada na introdução com o 
experimento realizado, exemplo: 
 
Tabela 1 - Resultados obtidos: 
 
Amostra desconhecida de álcool Resultado observado na reação com óxido de cromo. 
Amostra A 
Ocorre reação com aquecimento e com 
mudança de cor. A amostra incolor após reagir 
torna-se verde escura. 
Amostra B Não foi observado nenhuma alteração quando o reagente foi adicionado. 
Amostra C Ocorre reação semelhante ao da amostra A 
 
Como apresentado na introdução, álcoois primários e secundários podem sofrer reação de 
oxidação, já álcoois terciários não oxidam. O resultado parece indicar que as amostras A e 
C devem ser álcoois primários ou secundários, já que a reação com o agente oxidante foi 
observada. Para a amostra B, como não foi observado nenhum tipo de reação, fica 
evidente que o álcool analisado deve ser classificado como terciário. 
V. Conclusão: na conclusão você apresenta de forma muito breve, as principais informações 
obtidas através dos resultados e discussão, exemplo: 
Através dos resultados obtidos é possível concluir que as amostras A e C são álcoois 
primários ou secundários, e que a amostra Bse trata de um álcool terciário. 
VI. Referências bibliográficas: aqui é apresentada a literatura que foi consultada pelos 
integrantes do grupo para construir o relatório. A forma correta de apresentar uma 
referência é: 
Livro: Nome do livro, nome dos autores, editora, edição, capítulo, página, ano de 
publicação. 
Artigos de revistas: nome do artigo, nome dos autores do artigo, nome da revista, volume 
e/ou número da revista, página inicial e final do artigo, ano de publicação. 
Obs.: Sempre coloque os verbos na forma impessoal, ou seja, nunca escreva: pesamos 2,0 
g de NaCl, escreva, foi pesado 2,0 g de NaCl. 
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Antes de começar a Fazer os experimentos é necessário que você conheça os equipamentos e 
saiba utiliza-los da Forma correta: 
 
1- Os diferentes equipamentos do laboratório. 
Para que os alunos possam se familiarizar com os equipamentos de laboratório, antes de 
iniciar sua manipulação é necessário que os alunos façam o reconhecimento dos principais 
equipamentos. 
Observe os equipamentos dispostos em sua bancada, em um papel em seu bloco de 
anotações, coloque os números indicados nos equipamentos, consulte as folhas anteriores e coloque 
o nome, para o que é utilizado, e se tiver volume definido, anote-o também. Faça esse procedimento 
com todos os membros do grupo participando. 
Entregue essa folha individualmente para o professor. 
 
2- Utilização da balança. 
A balança é um equipamento extremamente importante dentro do laboratório. Muitos 
experimentos dependem da exatidão com a qual a massa das substâncias é medida. Portanto 
aprender a manipular a balança corretamente é extremamente importante para todos os membros do 
grupo. Cada grupo deverá se dirigir para próximo à balança, (1 grupo de cada vez) e todos os alunos 
deverão ouvir a explicação do professor e seguir as instruções abaixo para pesar 5,0 g de NaCl 
como treinamento. 
1. Verifique se a balança está com o nível posicionado corretamente. 
2. Verifique se a balança está ligada (tomada e botão on-off). 
3. Verifique se a balança está limpa, se não estiver comunique ao técnico. 
4. Se a balança estiver estabilizada e com a escala "zerada" coloque delicadamente o recipiente 
que será utilizado para a pesagem. 
5. Espere os números da escala estabilizar e se puder descontar o a massa do recipiente, aperte 
a tecla "Tara" o desconto será automático. 
6. Espere novamente a estabilização da escala e se a escala estiver zerada, adicione 
cuidadosamente a substância a ser pesada de forma a não derrubar reagente sobre o prato ou 
outro qualquer parte da balança, se cair algum reagente fora do recipiente, chame o 
professor ou a técnica. 
7. Ao atingir a massa desejada, retire cuidadosamente o recipiente da balança, espere os 
números da escala estabilizar e aperte novamente a tecla "Tara". 
8. Nunca deixe a balança suja para o próximo grupo, nunca esqueça de retirar a "Tara" caso 
você a tenha usado. 
 
3- Manipulação de pipetas e buretas. 
Certos equipamentos exigem técnicas especiais para serem utilizados, tanto a pipeta como a 
bureta apesar de serem considerados equipamentos simples exigem alguns procedimentos para 
que as medidas sejam feitas de forma segura e com a maior exatidão possível. 
a) Utilizando a pipeta: 
Para se encher uma pipeta, coloca-se a ponta no líquido e faz-se a sucção através de uma 
pêra de borracha ou um pipetador. Toma-se o cuidado de manter a ponta da pipeta sempre 
abaixo do nível do líquido. Caso o contrário ao se fazer a sucção o líquido alcança a pêra e isso 
pode estragá-la, durante a sucção fique atento para que o líquido não ultrapasse o volume total 
da pipeta atingindo a pêra. Observe a figura 1 e 2. 
Para escoar os líquidos coloque a pêra na posição vertical encostada na parede do recipiente, 
deixe o líquido escoar lentamente. Nunca sopre o líquido de uma pipeta. 
 
Treinamento: Através de uma pipeta graduada transfira para diferentes tubos de ensaio 1,0 mL, 
2,0 mL, 5,0 mL, 1,5 mL, 2,7 mL, 3,8 mL e 4,5 mL de água Todos os membros do grupo devem 
treinar. 
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Observação: A pêra tem duas válvulas uma para escoamento outra para sucção, sempre observe 
com atenção quais são para você não confundir na hora da manipulação. 
 
b) Utilizando a bureta: 
Com a torneira fechada, preencha a bureta com o líquido até um pouco acima do zero da 
escala. Em seguida a torneira é aberta, com cuidado, e o líquido escoado até que a parte inferior 
do menisco coincida exatamente com o zero da escala. Observe a figura 1. 
Treinamento: Através de bureta transfira para um erlenmeyer 5,0 mL, 10,0 mL e 15,0 mL de 
água. Todos os membros do grupo devem treinar. 
 
Figura 1. Procedimento correto para leitura de volume nos equipamentos. 
 
 
 
 
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PRÁTICA Nº 02: Avaliar e Calibrar Instrumentos de Medida. 
 
1. OBJETIVOS 
 Comparar a precisão de diferentes instrumentos e verificar o erro experimental durante uma medida. 
 
2. INTRODUÇÃO 
 Neste experimento além do proposto acima, os alunos também terão a oportunidade de conhecer os 
equipamentos mais comuns utilizados no laboratório. A prática da análise volumétrica requer medidas de 
volumes de líquidos com elevada precisão. Para realizar tais medidas são empregados vários tipos de 
aparelhos, que podem ser classificados em duas categorias: 
a) Aparelhos calibrados para dar escoamento a quantidades variáveis de líquido. 
b) Aparelhos calibrados para conter ou escoar apenas um determinado volume. 
Na primeira classe estão contidas pipetas graduadas, buretas e provetas, na segunda classe estão 
incluídos os balões e pipetas volumétricas. 
A medida de volumes líquidos com qualquer dos aparelhos apresentados, está sujeita a uma série de 
erros devido às seguintes causas: 
A) Ação da dilatação ou contração provocadas por variações de temperatura. 
B) Imperfeição ocorrida durante a calibração dos aparelhos volumétricos. 
C) Erros de paralaxe. 
A leitura de volumes de líquidos claros deve ser feita pela parte inferior do menisco e a de líquidos 
coloridos se ficar impossível a observação do menisco, observa-se então a parte superior. 
 
3. PARTE EXERIMENTAL 
Comparando a precisão de diferentes equipamentos. 
 
A) Comparação entre proveta, béquer, erlenmeyer: 
a) Verifique se o equipamento está limpo e seco. 
b) Pese os equipamentos, anote o peso de cada um. 
c) Volte a sua bancada coloque cuidadosamente 50 mL de água utilizando a marca de aferição do 
próprio equipamento, pese novamente. 
d) Determine a temperatura ambiente colocando o termômetro em qualquer recipiente com água, 
verifique a densidade da água na temperatura observada. 
e) Através da diferença de peso do equipamento vazio e do equipamento com água, determine a 
massa de água adicionada. 
f) Através da massa de água determinada e da densidade da água estimada, calcule o volume real 
e compare com o do equipamento. 
g) Faça os cálculos e baseado em seus resultados responda, qual o equipamento mais preciso para 
medir 50 mL? Por que? 
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B) Comparação entre bureta e a pipeta volumétrica de 10 mL: 
a) Pese um béquer de 50 mL, anote o peso. 
b) Em seguida deixe escoar pela bureta, com máximo de cuidado para não ultrapassar o volume, 
exatamente 10 mL de água para o béquer. 
c) Pese novamente o béquer com água e seguindo o mesmo procedimento do experimento 
anterior, calcule o volume. 
d) Pese um outro béquer de 50 mL, anote o peso. 
e) Em seguida deixe escoar pela pipeta volumétrica de 10 mL de água para o béquer. 
f) Pese novamente o béquer com água e seguindo o mesmo procedimento do experimento 
anterior, calcule o volume. 
g) Qual equipamento é mais preciso? Por que? 
Obs.: antes de utilizar a bureta e a pipeta treine várias vezes para não cometer erros de procedimento 
durante as medidas. 
C) Calibração de 3 balões volumétricos: 
a) Marcar os balões volumétricos de 100 mL com as letras A, B e C. 
b) Pesar os 3 balões, anotar a massa observada para cada um. 
c) Preencher com água até o menisco e pesar novamente. 
d) Determinar a massa de água para cada uma deles. 
e) Calcule o erro relativo para cada balão: 
% erro = Vexp. – Vfab. / Vfab. x 100 
 onde; Vexp. é o volume que você determina através da densidade da água. 
Vfab. é o volume que está indicado pelo fabricante. 
f) O balão volumetrico é um equipamento muito ou pouco preciso? O resultado encontrado é o 
espero? Por que? 
 
Tabela 1 - Densidade absoluta da água. 
T/ oC d/(g cm-3) T/ oC d/(g cm-3) 
10 0,999700 20 0,998203 
11 0,999605 21 0,997992 
12 0,999498 22 0,997770 
13 0,999377 23 0,997538 
14 0,999244 24 0,997296 
15 0,999099 25 0,997044 
16 0,998943 26 0,996783 
17 0,998774 27 0,996512 
18 0,998595 28 0,996232 
19 0,998405 29 0,995944 
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PRÁTICA Nº 03: Determinação da Densidade. 
 
INTRODUÇÃO 
 Uma propriedade específica de uma substância é uma propriedade definida pela natureza da 
substância e que independe da quantidade da substância analisada. 
A densidade é uma propriedade específica e é definida como a razão da massa pelo volume por 
ela ocupado. 
 Em trabalhos científicos a densidade de líquidos e sólidos é expressa em gramas (g) por cm3 ou 
mL, já a densidade dos gases geralmente é expressa em gramas (g) por litro (L) ou dm3. 
 Existem vários métodos para determinar densidade, o tipo do método depende do estado físico 
da substância. 
 
OBJETIVO 
 Conhecer diferentes métodos existentes para determinação da densidade de diferentes tipos de 
substâncias. 
 
PARTE EXERIMENTAL 
1- Determinação da densidade de um sólido. 
a) Determine a massa do parafuso. m = ____________ g. 
b) Colocar em uma proveta de 100 mL, 80 mL de água. V1 = __________ mL. 
c) Colocar o parafuso, com cuidado, dentro da proveta com água e ler o volume. 
V2 = _____________ mL. 
d) Calcular o volume do material. V = V2 – V1 = _______________ mL. 
e) Determinar a densidade do parafuso. d = m/V. 
f) Repetir o procedimento para testar a reprodutibilidade da medida. Não se esqueça de secar 
muito bem o objeto antes de repetir a medida. 
d1 = _______________; d2 = _________________; d Média = _____________ . 
2- Determinação da densidade de um líquido. 
a) Determine a massa de um picnômetro. m1 = ____________ g. 
b) Encher o picnômetro com água. 
c) Pesar novamente o picnômetro. m2 = ______________ g. 
d) Determinar a massa de água. m2 – m1 = __________________ g. 
e) Determinar a temperatura ambiente, e verificar a densidade da água nesta temperatura em uma 
Tabela. 
f) Calcular o volume do picnômetro. Vp = ___________ mL. 
g) Lavar o picnômetro com um pouco de etanol. 
h) Encher o picnômetro com etanol, seguindo o mesmo procedimento utilizado para a água. 
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i) Pesar o picnômetro com etanol. m3 = ____________ g. 
j) Determinar a massa de etanol contida no picnômetro. m3 – m1 = _______________ g. 
k) Calcular a densidade do etanol. 
l) Comparar com o valor da densidade tabelada do etanol. 
3- Determinação da densidade de uma solução e estudo da variação da densidade de uma 
solução com o aumento da temperatura. 
a) Em uma proveta de 100 mL, coloque 90 mL de solução de NaCl. 
b) Verifique a temperatura ambiente colocando o termômetro na proveta, espere um pouco para 
estabilizar. T1 = ___________ °C. 
c) Retire o termômetro e meça com auxílio de um densímetro a densidade da solução de NaCl à 
temperatura ambiente. d1 = ______________ g/mL. 
d) Em um béquer de 500 mL coloque 100 mL de solução de NaCl. 
e) Aqueça a solução até próximo de 80 °C, acompanhe o aumento de temperatura com o 
termômetro. 
f) Colocar, rapidamente, cerca de 90 mL da solução aquecida na proveta de 100 mL. 
g) Verifique a temperatura, anote-a, retire o termômetro, coloque o densímetro e verifique o valor 
da densidade, anote-o. FAZER ESTE PROCEDIMENTO DE FORMA RÁPIDA E COM 
CUIDADO. 
h) Vá registrando a densidade, acompanhado a queda da temperatura de 5 em 5°C, como feito no 
procedimento anterior. 
i) Construa uma tabela com os valores das temperaturas e densidades encontradas. 
 
CUIDADOS: 
 Não bater com o densímetro no recipiente, sempre colocá-lo em local seguro; 
 Não bater com o termômetro no recipiente, principalmente a ponta. 
 Cuidado ao aquecer s solução e ao trnsportá-la para não se queimar. 
Tabela 1 - Densidade absoluta da água. 
T/ oC d/(g cm-3) T/ oC d/(g cm-3) 
10 0,999700 20 0,998203 
11 0,999605 21 0,997992 
12 0,999498 22 0,997770 
13 0,999377 23 0,997538 
14 0,999244 24 0,997296 
15 0,999099 25 0,997044 
16 0,998943 26 0,996783 
17 0,998774 27 0,996512 
18 0,998595 28 0,996232 
19 0,998405 29 0,995944 
 Química Geral Experimental – Curso de Química Industrial 
 17
PRÁTICA Nº 04: Interações Intermoleculares e seus efeitos na Solubilidade 
entre as Substâncias. 
 
OBJETIVOS 
 
Verificar a polaridade das moléculas e seu efeito nas solubilidades das substâncias. 
 
INTRODUÇÃO 
 
 Geralmente o que determina a solubilidade entre duas substâncias são as interações (forças) 
intermoleculares. A frase “Semelhante dissolve semelhante” está relacionada com o fato que substâncias 
polares possuem interações intermoleculares diferentes das substâncias apolares. Esse tipo de 
propriedade também vai influenciar nas propriedades como ponto de fusão e ponto de ebulição. 
 Através dos testes de solubilidade, tentaremos observar o efeito da estrutura molecular no 
comportamento da solubilização. 
 
PARTE EXERIMENTAL 
1. Polaridade das moléculas. 
a) Encha uma bureta com hexano (solvente apolar). 
b) Friccione um bastão de teflon em um pano, em seguida, abra a torneira da bureta e aproxime o 
balão do filite de hexano que escoa para o béquer. Observe e anote. 
c) Encha a bureta com água (solvente polar). 
d) Friccione um bastão de teflon em um pano, em seguida, abra a torneira da bureta e aproxime o 
balão do filite de água que escoa para o béquer. Observe e anote. 
 
2. A gota de óleo flutuante. 
a) Coloque cerca de 4 mL de solução de CuSO4 em uma proveta de 10 mL. 
b) Adicione, cuidadosamente, deixando escorrer pela parede da proveta, 4 mL de álcool. 
c) A mistura tem de apresentar duas fases. 
d) Coloque algumas gotas de óleo, observando cuidadosamente o que vai acontecer. 
 
3. Verificação da solubilidade (semelhanças) entre solventes. 
a) Numere dois tubos de ensaio (1 e 2), adicione nos dois tubos, uma ponta de espátula de cloreto 
de sódio, em seguida adicione 2 mL de água no tubo 1 e 2 mL de etanol no tubo 2, agite e 
observe. Anote a solubilidade emambos solventes. 
 Química Geral Experimental – Curso de Química Industrial 
 18
b) Numere dois tubos de ensaio (3 e 4), adicione 2 mL de éter dietílico em cada tubo. Ao tubo 3 
adicione 1 mL de água e ao tubo 4, 1 mL de hexano agite e observe. Anote a solubilidade em 
ambos solventes. 
c) Numere dois tubos de ensaio (5 e 6), adicione 2 mL de tolueno (toluol) em cada tubo. Ao tubo 5 
adicione 1 mL de água e ao tubo 6, 2 mL de hexano agite e observe. Anote a solubilidade em 
ambos solventes. 
d) Numere três tubos de ensaio (7, 8 e 9), em cada tubo adicione 1 mL de água. Em seguida 
adicione 2 mL etanol no tubo 7, 2 mL de t-butanol (terc-butílico) no tubo 8, 2 mL de n-butanol 
(n-butílico) no tubo 9. Agite e observe. Anote a solubilidade. 
 
4. Identificação das fases no sistema água-etanol-gasolina 
Alguns testes foram realizados para verificar a solubilidade da gasolina e do etanol na água, 
utilizando permanganato de potássio, KMnO4 (composto iônico) e iodo, I2 (substância covalente 
apolar) como indicadores de polaridade. Execute os testes 1, 2 e 3 na seqüência indicada na Tabela 
1, utilizando 3 mL das substâncias líquidas e uma pequena quantidade (uma pontinha de espátula) 
dos sólidos. Verifica-se que o KMnO4 se dissolve na fase aquosa e que o I2 se dissolve na fase 
orgânica (Figura 1), permitindo identificar as fases. 
a) Adicione em 3 tubos de ensaio 3 mL de água, numerando-os de 1 a 3, no tubo 2 adicione uma 
pequena quantidade de iodo e ao tubo 3 uma pequena quantidade de permanganato de potássio. 
Compare e anote suas observações. 
b) Adicione em 3 tubos de ensaio 3 mL de gasolina, numerando-os de 1 a 3, no tubo 2 adicione 
uma pequena quantidade de iodo e ao tubo 3 uma pequena quantidade de permanganato de 
potássio. Compare e anote suas observações. 
c) Adicione em 3 tubos de ensaio 1,5 mL de água e 1,5 mL de gasolina, numerando-os de 1 a 3, no 
tubo 2 adicione uma pequena quantidade de iodo e ao tubo 3 uma pequena quantidade de 
permanganato de potássio. Compare e anote suas observações. 
 
 
 Química Geral Experimental – Curso de Química Industrial 
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PRÁTICA Nº 05: Técnicas de Separação de Misturas e Determinação do Teor 
de Etanol na Gasolina. 
 
1. INTRODUÇÃO 
 As propriedades dos materiais são agrupadas em químicas e físicas. As propriedades 
químicas descrevem uma transformação química, tal como a interação de uma substância com 
outra, ou a transformação de uma substância em outra. As propriedades físicas não envolvem 
qualquer mudança na composição ou identidade da substância, isto é, são propriedades que podem 
ser observadas e medidas sem modificação de sua composição. As propriedades físicas podem ser 
classificadas como extensivas ou intensivas.As propriedades extensivas são diretamente 
proporcionais à quantidade de matéria da substância presente da amostra, enquanto que as 
intensivas independem da quantidade de matéria. Temperatura (T), pressão (p), cor e densidade (d) 
são propriedades intensivas, enquanto que massa (m) e volume (V) são propriedades extensivas. É 
importante ressaltar que uma propriedade extensiva pode ser convertida em uma propriedade 
intensiva de duas maneiras : 1) dividindo-se a propriedade extensiva pela quantidade de matéria ou 
2) dividindo-se por outra propriedade extensiva - usualmente massa ou volume. Por exemplo, a 
densidade, que é uma propriedade intensiva, é dada pela razão massa/volume. 
A utilização do petróleo como fonte de energia foi essencial para garantir o desenvolvimento 
industrial verificado durante o século XX. Através da sua destilação fracionada, pode-se obter 
vários produtos derivados de grande importância econômica, tais como o gás natural, o querosene, o 
diesel, os óleos lubrificantes, a parafina e o asfalto. Mas a fração do petróleo que apresenta maior 
valor comercial é a gasolina, tipicamente uma mistura de hidrocarbonetos saturados que contém de 
5 a 8 átomos de carbono por molécula. 
Sempre que ocorre instabilidade no preço do petróleo, com sucessivos aumentos do preço de 
seus derivados, a gasolina ganha ainda mais evidência na mídia. A qualidade da gasolina 
comercializada no Brasil tem sido constante objeto de questionamento; assim, a determinação da 
sua composição é importante, devido a algumas formas de adulteração com solventes orgânicos que 
prejudicam os motores dos automóveis. 
Um componente presente exclusivamente na gasolina brasileira que merece destaque especial é o 
etanol. Seu principal papel é atuar como antidetonante, em substituição ao chumbo tetraetila, que 
está sendo banido devido à sua elevada toxicidade.A quantidade de etanol presente na gasolina deve 
respeitar os limites estabelecidos pela Agência Nacional do Petróleo - ANP (teor entre 22% e 26% 
em volume). 
 Química Geral Experimental – Curso de Química Industrial 
 20
A falta ou excesso de álcool em relação aos limites estabelecidos pela ANP compromete a 
qualidade do produto que chega aos consumidores brasileiros. Assim, avaliar a composição da 
gasolina, verificando se o teor de álcool está adequado, é uma atitude muito importante. 
 
2. OBJETIVO 
 Conhecer técnicas de separação de misturas e determinar o teor de etanol em uma amostra 
de gasolina comercial. 
 
3. PARTE EXERIMENTAL 
A) Fracionamento de sistemas heterogêneos sólido e líquido. 
a) Em um béquer de 50 mL, junte 20 mL da solução de Iodeto de potássio, KI 0,1 mol/L e 20 
mL da solução de Nitrato de chumbo II, (Pb(NO3)2 0,05 mol/L; 
O que se observa? Classifique o sistema formado. Que procedimento poderia ser usado 
para separar seus constituintes? Justifique. 
b) Monte a aparelhagem e execute a filtração (Figura 1). 
Que substância ficou no papel de filtro (resíduo)? Que substâncias passaram por ele 
(filtrado)? 
c) Com auxílio de uma pisseta, lave o precipitado com água por três vezes. 
Justifique a realização desta operação. 
d) Com o auxílio de uma espátula, coloque o precipitado num frasco apropriado. 
 
 
Figura 1 – Sistema para filtração simples. 
 
 
 
 Química Geral Experimental – Curso de Química Industrial 
 21
B) Fracionamento de sistemas heterogêneos líquido e líquido. 
a) Em um béquer de 100 mL, junte 50 mL de água e 20 mL de óleo. 
O que se observa? Classifique o sistema formado. Que procedimento poderia ser usado 
para separar seus constituintes? Justifique. 
b) Transfira a mistura para um funil de separação de 250 mL, monte a aparelhagem e execute a 
decantação (Figura 2), transferindo os líquidos para béqueres diferente de 50 mL. 
 
Figura 2 – Sistema para decantação de líquios. 
 
C) Fracionamento de sistemas homogêneos líquidos. 
a) Monte a aparelhagem de destilação, conforme mostrado na Figura 3, para separar os 
componentes do vinho. 
b) Adicione 50 mL de vinho no balão de destilação e inicie o aquecimento. 
Em que princípio se baseia a destilação? 
 
Figura 3 – Sistema para destilação simples. 
 Química Geral Experimental – Curso de Química Industrial 
 22
 
 
 
Figura 4 – Sistema para destilação fracionada. 
 
Figura 5– Esquema da destilação fracionada do petróleo. 
 
 Química Geral Experimental – Curso de Química Industrial 
 23
D) Determinação do teor de etanol na gasolina. 
a) Em uma proveta de 100 mL, adicione 40 mL de gasolina. 
b) Em seguida adicione 40 mL de água, registre o volume final obtido. 
c) Agite a mistura heterogênea formada, com bastão de vidrodurante 1 minuto. 
d) Após a nítida separação entre as fases, registre o volume da fase aquosa. 
e) Calcule a porcentagem de álcool presente na gasolina. 
 
E) Quantificação do etanol na gasolina através de uma análise comparativa. 
Uma outra maneira de determinar o teor de etanol na gasolina é através da avaliação da 
densidade da fase aquosa. O valor da densidade da mistura água-etanol depende das 
quantidades relativas dessas duas substâncias. A partir de valores de densidade obtidos da 
literatura (Weast, 1972) para diferentes misturas água-etanol (Tabela 2), é possível obter um 
gráfico que relaciona a densidade em função do teor de etanol. 
 
a) Para medir a densidade da fase aquosa colete as amostras contendo solução água-etanol 
de cada grupo de alunos, a fim de se obter um volume total mínimo de 90 mL. 
b) Com auxílio de um densímetro, meça a densidade da solução água-etanol à temperatura 
ambiente. d = ______________ g/mL. 
c) Construa um gráfico densidade (g/mL) versus Teor de etanol % (v/v) com os dados da 
Tabela 2 e verifique se o teor de etanol encontrado no experimento anterior corresponde 
ao encontrado através do gráfico. 
 Química Geral Experimental – Curso de Química Industrial 
 24
PRÁTICA Nº 06: Recristalização 
 
1. INTRODUÇÃO. 
 
 Os compostos provenientes de reações químicas geralmente podem estar contaminados com 
pequenas quantidades de impurezas, que são formadas juntamente com o produto desejado. 
Também, compostos naturais isolados de organismos vivos (vegetais, fungos, etc.), mesmo que 
purificados por diversos processos cromatográficos, podem também conter alguma impureza. 
Nesses casos, a purificação final de compostos cristalinos é feita mediante a técnica da 
recristalização, que se baseia na diferença de solubilidade do composto e das impurezas em dado 
solvente ou em misturas de solventes. A Figura 1 apresenta o esquema das etapas envolvidas na 
recristalização. 
 O processo da recristalização consiste das seguintes etapas: 
a) Dissolução da substância, a quente, em um solvente. 
b) Filtração da solução, a quente, para remover impurezas insolúveis. 
c) Cristalização, que consiste em deixar a solução em repouso, em temperatura ambiente ou em 
baixa temperatura. 
d) Filtração da solução, a vácuo e a frio, para separar os cristais da solução. O filtrado nesse 
caso é chamado de “água-mãe”. 
e) Lavagem dos cristais com solvente adequado para remover solvente residual da “água-mãe”. 
f) Secagem dos cristais para remover o solvente residual. 
g) Realização de testes para verificação da pureza da substância. 
A seleção de um solvente, ou uma mistura de solventes, é muito importante para o processo 
de recristalização. Qualquer que seja o solvente (ou mistura de solventes), deve ser quimicamente 
inerte na substância a ser purificada. O solvente deve ter elevada capacidade de dissolução da 
substância em alta temperatura e baixo poder de dissolução em temperatura ambiente. 
As impurezas que forem insolúveis no solvente a quente serão removidas durante a primeira 
filtração. Entretanto, se houver alguma impureza solúvel nesse solvente, esta deverá também ser 
solúvel a frio, pois será separada dos cristais durante a segunda filtração. 
 
 
 
 
 
 
 Química Geral Experimental – Curso de Química Industrial 
 25
Cristais secos Teste de pureza
 Descartar ou
recolher cristais
Filtrado (água-mãe),
 impurezas solúveisCristais do composto úmido com solvente
Secagem
 Composto mais
impurezas solúveis
impurezas
insolúveis
Composto impuro
1. Dissolução em solvente a quente
 com carvão ativado.
2. Filtração simples da solução a quente.
Filtrado
descartar
1. Cristalização
2. Filtração a vácuo
 
 Figura 1 – Fluxograma das etapas envolvidas na recristalização. 
 
Durante a solubilização do material a quente, é importante que seja utilizada a menor 
quantidade possível do solvente, a fim de minimizar as perdas do produto por solubilização. 
Entretanto, se a quantidade do solvente utilizada for muito pequena, é possível que, durante a 
filtração a quente, o produto comece a cristalizar no funil. Para contornar esse problema, deve-se 
utilizar pequeno excesso (2-3%) de solvente na dissolução e ainda aquecer o funil previamente em 
estufa. 
A temperatura de ebulição do solvente deve ser baixa, de modo a facilitar sua remoção 
durante a etapa de secagem. Além desses critérios para a seleção de um bom solvente para a 
recristalização, devem-se considerar ainda fatores como a periculosidade, inflamabilidade e custo. 
Os solventes comumente utilizados em recristalização são água, acetato de etila, acetona, 
diclorometano e etanol. 
Caso não seja encontrado um solvente adequado para realizar a recristalização, deve-se 
utilizar então uma mistura de solventes. Neste caso, os solventes devem ser miscíveis entre si e, 
ainda, o composto deve ser solúvel em um deles e insolúvel no outro. Nesse caso, a metodologia de 
recristalização consiste em dissolver o composto na quantidade mínima de um dos solventes e então 
adicionar o outro, a quente, até que a solução fique túrgida. Neste ponto, deixa-se a mistura em 
 Química Geral Experimental – Curso de Química Industrial 
 26
repouso para que a cristalização ocorra. Em seguida, os cristais deverão ser separados por filtração a 
vácuo. 
Algumas vezes, o material a ser recristalizado pode conter impurezas coloridas ou resinosas. 
Estas impurezas podem ser removidas, levando a mistura à ebulição com pequena quantidade de 
carvão ativo (adsorvente), por 5 a 10 minutos, seguindo-se a filtração simples (em funil de vidro), a 
quente. A quantidade de carvão normalmente utilizada corresponde a aproximadamente 1-2% da 
massa da amostra. 
Dependendo do tipo e da quantidade de solvente utilizados na recristalização, boa parte do 
produto que está sendo purificado poderá ficar no filtrado (água-mãe). Assim, o filtrado pode ser 
concentrado ligeiramente, para permitir a formação de novos cristais e, então, a partir de uma nova 
filtração, é possível aumentar a quantidade do composto cristalizado. 
Para avaliar a eficiência da recristalização, o composto recristalizado deve ser submetido a 
testes de pureza. Neste caso, determina-se inicialmente a temperatura de fusão. O composto pode 
ainda ser submetido a diversas análises cromatográficas (cromatografia em camada fina, em fase 
gasosa, etc.). Caso o produto não se encontre devidamente purificado, pode ser submetido a nova 
recristalização. A seqüência de etapas a serem seguidas no procedimento da recristalização é 
apresentada na Figura 1. 
Nesta prática, será feita a recristalização de diferentes compostos orgânicos. Para a escolha 
do melhor solvente para recristalização, deve-se, inicialmente, realizar testes de solubilidade com a 
substância a ser purificada. Estes testes são realizados com pequenas quantidades da amostra 
(aproximadamente 0,1 g) dissolvidas em diferentes solventes em aquecimento e a frio. 
Em razão da limitação de tempo, será previamente fornecida pelo professor a indicação do 
solvente, ou mistura de solventes, a ser utilizada na recristalização. 
Algumas amostras adequadas para a realização desta prática são acetanilida, ácido benzóico, 
uréia e ressorcinol. 
 
2. PROCEDIMENTOS. 
No procedimento a seguir, observe e anote as características físicas (cor e tipo de cristais) 
antes e após a recristalização. 
Recristalização da uréia 
a) Em um erlenmeyer de 125 mL, contendo 70 mL de etanol, adicione 7,0 g de uréia 
comercial. Adicione pequena quantidade de carvão ativo (umaponta de espátula) e aqueça a 
mistura até a ebulição. Filtre a mistura (filtração simples em papel pregueado) ainda a 
quente. 
 Química Geral Experimental – Curso de Química Industrial 
 27
b) Deixe a solução resfriar lentamente e em repouso, em temperatura ambiente. Durante o 
resfriamento, ocorrerá a cristalização da uréia purificada. 
c) Filtre a mistura, a vácuo, em funil de Buchner adaptado a um Kitasato (Figura 3). Em 
seguida, lave os cristais com pequenas porções de éter dietílico. (cuidado para não utilizar 
éter ou outro solvente inflamável na presença de chama de bico de gás). 
d) Recolha os cristais em um vidro de relógio, colocando-os em estufa para secar. Após a 
secagem completa dos cristais, determine a massa de uréia obtida. 
 
 
Figura 2 – Sistema para filtração à vácuo. 
 
 
3. QUESTÕES. 
a) Calcule o rendimento da recristalização. 
b) Que etapas do processo poderiam ser otimizadas de modo a melhorar a eficiência da 
recristalização? Explique detalhadamente. 
c) Além da recristalização, que outros procedimentos podem ser empregados na purificação de 
materiais sólidos? 
d) Qual a função do carvão ativo na recristalização? 
e) Quando devem ser usados pares de solventes na recristalização? 
 Química Geral Experimental – Curso de Química Industrial 
 28
PRÁTICA Nº 07: Estudo das características ácidas e básicas das 
substâncias e indicadores ácido-base. 
 
1. INTRODUÇÃO. 
 
 Soluções aquosas podem ser ácidas, neutras ou básicas. A acidez de uma solução aquosa é 
de importância fundamental em química, sendo sua determinação e seu controle muitas vezes 
necessários. 
 Uma solução ácida pode ser reconhecida por um conjunto de propriedades características, 
tais como: sabor azedo, muda a cor de certas substâncias denominadas indicadores ácido-base, 
possui, a 25 °C, pH abaixo de 7. 
 Uma solução básica, por sua vez, pode ser reconhecida, também, por um conjunto de 
propriedades características, tais como: sabor amargo, escorregadia ao tato, muda a cor de certas 
substâncias denominadas indicadores ácido-base, possui, a 25 °C, pH acima de 7. 
 
TABELA 1 – Alguns indicadores ácido-base e intervalos de pH onde é observada a variação de cor. 
 INDICADOR INTERVALO DE pH PARA A 
MUDANÇA DE COR 
MUDANÇA DE COR 
CORRESPONDENTE 
Azul de timol 1,2 – 2,8 Vermelho – Amarelo 
Azul de bromofenol 3,0 – 4,6 Amarelo – Violeta 
Verde de bromocresol 4,0 – 5,6 Amarelo – Azul 
Vermelho de metila 4,4 – 6,2 Vermelho – Amarelo 
Azul de bromotimol 6,2 – 7,6 Amarelo – Azul 
Azul de timol 8,0 – 9,6 Amarelo – Azul 
Fenolftaleína 8,0 – 10,0 Incolor – Rosa 
 
 
2. OBJETIVO. 
Reconhecer substâncias com caráter ácido e básico, diferenciar o comportamento de ácidos e 
bases fortes quando comparados a ácidos e bases fracas. Observar o valor do pH das soluções. 
Compará-las e verificar a cor característica do meio para os diversos tipos de indicadores. 
 
3. PROCEDIMENTOS. 
Comparação entre pH de um ácido fraco com um ácido forte, ambos na mesma concentração. 
1) Teste para ácido clorídrico: 
a) Numere 4 tubos de ensaio. 
b) Adicione 2 mL do ácido em cada tubo. 
 
 Química Geral Experimental – Curso de Química Industrial 
 29
c) Seguindo a tabela abaixo adicione de 1 a 2 gotas de indicador em cada tubo e agite e 
anote a cor observada: 
Nº. do Tubo HCl 0,1 mol/L e o indicador Cor observada 
01 Azul de timol 
02 Azul de bromofenol 
03 Verde de bromocresol 
04 Fenolftaleína 
 
2) Teste para ácido acético: 
a) Numere 4 tubos de ensaio. 
b) Adicione 2 mL do ácido em cada tubo. 
c) Seguindo a tabela abaixo adicione de 1 a 2 gotas de indicador em cada tubo e agite e 
anote a cor observada: 
Nº. do Tubo CH3COOH 0,1 mol/L e o indicador Cor observada 
05 Azul de timol 
06 Azul de bromofenol 
07 Verde de bromocresol 
08 Fenolftaleína 
 
3) Comparação entre os ácidos HCl e CH3COOH. 
a) Agora meça o pH dos ácidos através do potenciômetro. 
b) Colocar cerca de 10 mL de HCl 0,1 mol/L em um béquer de 50 mL e medir o pH = 
__________. 
c) Colocar cerca de 10 mL de CH3COOH 0,1 mol/L em um béquer de 50 mL e medir o pH 
= __________. 
Faça uma comparação entre o pH medido e o estimado para os dois ácidos, e discuta por que 
existe diferença de pH entre os dois ácidos que se encontram na mesma concentração. 
 
Comparação entre pH de uma base fraca com uma base forte, ambas na mesma concentração. 
4) Teste para o hidróxido de amônio: 
a) Numere 4 tubos de ensaio. 
b) Adicione 2 mL de base em cada tubo. 
c) Seguindo a tabela abaixo adicione de 1 a 2 gotas de indicador em cada tubo e agite e 
anote a cor observada: 
 Química Geral Experimental – Curso de Química Industrial 
 30
Nº. do Tubo NH4OH 0,1 mol/L e o indicador Cor observada 
09 Azul de timol 
10 Azul de bromofenol 
11 Verde de bromocresol 
12 Fenolftaleína 
 
5) Teste para o hidróxido de sódio: 
a) Numere 4 tubos de ensaio. 
b) Adicione 2 mL de base em cada tubo. 
c) Seguindo a tabela abaixo adicione de 1 a 2 gotas de indicador em cada tubo e agite e 
anote a cor observada: 
Nº. do Tubo NaOH 0,1 mol/L e o indicador Cor observada 
13 Azul de timol 
14 Azul de bromofenol 
15 Verde de bromocresol 
16 Fenolftaleína 
 
6) Comparação entre as bases NH4OH e NaOH. 
a) Agora meça o pH dos ácidos através do potenciômetro. 
b) Colocar cerca de 10 mL de NH4OH 0,1 mol/L em um béquer de 50 mL e medir o pH = 
__________. 
c) Colocar cerca de 10 mL de NaOH 0,1 mol/L em um béquer de 50 mL e medir o pH = 
__________. 
Faça uma comparação entre o pH medido e o estimado para as duas bases, e discuta por que existe 
diferença de pH entre as duas bases que se encontram na mesma concentração. 
 
Comparação entre pH de soluções de dois sais. 
7) Teste para o acetato de sódio: 
a) Numere 4 tubos de ensaio. 
b) Adicione 2 mL de acetato de sódio em cada tubo. 
c) Seguindo a tabela abaixo adicione de 1 a 2 gotas de indicador em cada tubo e agite e 
anote a cor observada: 
 
 
 Química Geral Experimental – Curso de Química Industrial 
 31
Nº. do Tubo CH3COONa 0,1 mol/L e o indicador Cor observada 
17 Azul de timol 
18 Azul de bromofenol 
19 Verde de bromocresol 
20 Fenolftaleína 
 
8) Teste para o cloreto de amônio: 
a) Numere 4 tubos de ensaio. 
b) Adicione 2 mL de cloreto de amônio em cada tubo. 
c) Seguindo a tabela abaixo adicione de 1 a 2 gotas de indicador em cada tubo e agite e 
anote a cor observada: 
Nº. do Tubo NH4Cl 0,1 mol/L e o indicador Cor observada 
21 Azul de timol 
22 Azul de bromofenol 
23 Verde de bromocresol 
24 Fenolftaleína 
 
9) Comparação entre os sais CH3COONa e NH4Cl. 
a) Agora meça o pH dos sais através do potenciômetro. 
b) Colocar cerca de 10 mL de NH4Cl 0,1 mol/L em um béquer de 50 mL e medir o pH = 
__________. 
c) Colocar cerca de 10 mL de CH3COONa 0,1 mol/L em um béquer de 50 mL e medir o 
pH = __________. 
Faça uma comparação entre o pH medido e o estimado para os dois sais, e discuta por que existe 
diferença de pH entre as duas soluções de sais que se encontram na mesma concentração. 
 Química Geral Experimental – Curso de Química Industrial 
 32
PRÁTICA Nº 08: Preparo de Soluções. 
 
1. INTRODUÇÃO. 
 
Solução é qualquer sistema homogêneo constituído por um soluto e um solvente. Soluto 
dissolvido é a fase dispersa, é aquele que está em menor quantidade. Solvente é o dispersante,é 
aquele que está em maior quantidade. A concentração de uma solução pode ser expressa de diversas 
formas, tais formas são chamadas de unidades de concentração. 
 
2. OBJETIVO. 
 
Compreender a natureza e a importância das soluções e preparar soluções. 
 
3. PROCEDIMENTOS. 
 
A. Preparo de 100 mL de solução 0,05 mol/L de Sulfato de cobre II, CuSO4. 
1. Calcule a quantidade de massa de CuSO4.5H2O necessária para preparar 100 mL de uma 
solução 0,05 mol/L. 
2. Pese a massa calculada em um béquer de 50 mL. 
3. Anote exatamente o peso observado na bala nça. 
4. Dissolva o CuSO4.5H2O ainda no béquer e vá transferindo a solução para o balão 
volumétrico de 100 mL, com auxílio de um funil de vidro. 
5. Lave várias vezes o béquer e o funil até próximo ao volume de 100 mL. 
6. Complete, cuidadosamente, o volume para 100 mL até a marca de aferição, feche o balão, 
e agite vigorosamente para homogeneizar a solução, mas com cuidado. 
7. Se necessário refaça os cálculos para determinar a concentração em mol/L exata da 
solução. 
8. Reserve essa solução em um frasco para futura utilização. NÃO esqueça de rotular o 
frasco. 
B. Diluição de uma solução, para o preparo de 100 mL de solução 0,01 mol/L de Sulfato 
de cobre, CuSO4, à partir de uma solução 0,05 mol/L de sulfato de cobre, CuSO4. 
9. Calcule o volume da solução de sulfato de cobre, CuSO4, necessária para preparar 100 mL 
de uma solução 0,01 mol/L de sulfato de cobre, CuSO4. 
10. Com auxílio de uma pipeta volumétrica ou uma pipeta graduada (se for o caso), transfira o 
volume calculado para um balão volumétrico de 100 mL. 
 Química Geral Experimental – Curso de Química Industrial 
 33
11. Complete, cuidadosamente, o volume para 100 mL até a marca de aferição, feche o balão, 
e agite vigorosamente para homogeneizar a solução, mas com cuidado. 
12. Reserve essa solução em um frasco para futura utilização. NÃO esqueça de rotular o 
frasco. 
C. Preparo de 250 mL de solução 0,1 mol/L de Hidróxido de sódio, NaOH. 
13. Calcule a quantidade de massa de NaOH necessária para preparar 250 mL de uma solução 
0,1 mol/L. 
14. Pese, rapidamente, a massa calculada em um béquer de 100 mL. 
15. Anote exatamente o peso observado na balança. 
16. Dissolva o NaOH ainda no béquer e vá transferindo a solução para o balão volumétrico de 
250 mL, com auxílio de um funil de vidro. 
17. Lave várias vezes o béquer e o funil até próximo ao volume de 250 mL. 
18. Complete, cuidadosamente, o volume para 250 mL até a marca de aferição, feche o balão, 
e agite vigorosamente para homogeneizar a solução, mas com cuidado. 
19. Reserve essa solução em um frasco para futura utilização. NÃO esqueça de rotular o 
frasco. 
 Química Geral Experimental – Curso de Química Industrial 
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PRÁTICA Nº 09: Padronização de Soluções. 
 
1. INTRODUÇÃO. 
 Quando uma solução de NaOH é preparada, muitas vezes, sua real concentração não é 
exatamente a calculada, pois esta base é higroscópica e passível de contaminação por CO2, o que 
diminui a concentração de NaOH na solução. 
 Para a titulação, saber a concentração exata da solução é extremamente importante, por isso 
soluções são padronizadas através de reagentes que são altamente estáveis, e que não absorvem 
água com facilidade, esses reagentes são denominados de padrões primários. Um padrão primário 
muito utilizado para padronização de soluções de NaOH, é o Biftalato de potássio, KHC8H4O4. 
 
2. OBJETIVO. 
Padronizar uma solução de NaOH 0,1 mol/L e preparar e padronizar uma solução de HCl 
0,1 mol/L. 
 
3. PROCEDIMENTOS. 
A. Preparo de solução padrão de biftalato de potássio, KHC8H4O4 . 
1. Pese exatamente 2,100 g de biftalato de potássio, KHC8H4O4, em um béquer de 50 mL. 
2. Anote exatamente o peso observado na balança. 
3. Dissolva o KHC8H4O4 ainda no béquer e vá transferindo a solução para o balão 
volumétrico de 100 mL, com auxílio de um funil de vidro. 
4. Lave várias vezes o béquer e o funil até próximo ao volume de 100 mL. 
5. Complete, cuidadosamente, o volume para 100 mL até a marca de aferição, feche o balão, 
e agite vigorosamente para homogeneizar a solução, mas com cuidado. 
6. Faça os cálculos, para determinar a concentração em mol/L exata da solução. 
7. Reserve essa solução para a padronização da solução de NaOH. 
B. Padronização da solução de Hidróxido de sódio, NaOH. 
8. Pipete 10,00 mL da solução padrão de biftalato de potássio, KHC8H4O4, transferindo para 
um erlenmeyer de 250 mL. 
9. Adicione 2 a 3 gotas de solução indicadora de fenolftaleína. 
10. Titular com a solução de NaOH 0,1 mol/L, a ser padronizada, até a mudança de cor do 
indicador (incolor para rosa). 
11. Anotar o volume consumido de NaOH. Repetir a titulação. 
12. Calcular a concentração exata da solução de NaOH e o fator de correção. 
 
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C. Preparo de 100 mL de solução 0,1 mol/L de Ácido clorídrico, HCl. 
13. Calcule a quantidade de massa de HCl necessária para preparar 100 mL de uma solução 
0,1 mol/L. 
14. Sabendo a porcentagem da solução concentrada de HCl, calcule a massa a ser utilizada da 
solução concentrada. 
15. Transforme a massa, calculada no item anterior, em volume, utilizando a densidade da 
solução. 
16. Com auxílio de uma pipeta graduada, transfira o volume calculado para um balão 
volumétrico de 100 mL. 
17. Complete, cuidadosamente, o volume para 100 mL até a marca de aferição, feche o balão, 
e agite vigorosamente para homogeneizar a solução, mas com cuidado. 
18. Reserve essa solução em para sua padronização. 
B. Padronização da solução de Ácido clorídrico, HCl. 
20. Pipete 20,00 mL da solução de ácido clorídrico, a ser padronizada, transferindo para um 
erlenmeyer de 250 mL. 
21. Adicione 2 a 3 gotas de solução indicadora de fenolftaleína. 
22. Titular com a solução padronizada de NaOH 0,1 mol/L até a mudança de cor do indicador 
(incolor para rosa). 
23. Anotar o volume consumido de NaOH. Repetir a titulação. 
24. Calcular a concentração exata da solução de HCl e o fator de correção. 
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PRÁTICA N 10: Análise Volumétrica. 
 
1- OBJETIVOS 
 
 Mostrar que, por intermédio de uma solução de base forte, de concentração conhecida, é 
possível determinar a concentração de uma solução do ácido forte, ou vice-versa; 
 Mostrar como se reconhece o ponto final de uma reação de neutralização ácido-base por 
meio de um indicador; 
 Determinar o teor de ácido acético em uma amostra de vinagre. 
 
2- INTRODUÇÃO 
 A reação entre um ácido forte e uma base forte pode ser representada pela equação a seguir: 
HaX + M(OH)b MaXb + H2O 
 Conhecendo a concentração da base, pode-se determinar a concentração do ácido, ou vice-
versa. Isto é feito adicionando uma das soluções à outra por intermédio de uma bureta, bastando, 
então, determinar, por meio de um indicador ácido-base conveniente, o ponto final da reação que, 
teoricamente, é aquele em que a solução se torna neutra, isto é, pH = 7, a 25 C. 
 Na realidade, não é necessário usar um indicador que mude de cor exatamente em pH = 7, já 
que uma das características da neutralização de um ácido forte por uma base forte, ou vice-versa, é 
que o pH muda abruptamente, quando faltam apenas gotas para atingir o ponto estequiométrico 
teórico. 
 Isto quer dizer que se pode usar uma gama e indicadores que mudam de cor, nos intervalos 
de pH = 4 a pH = 10, sem se cometer um erro significativo.O ponto de viragem da cor é 
denominado“ponto final”, que não coincide exatamente com o ponto final teórico ou ponto 
estequiométrico, mas, como já se mencionou, o erro será insignificante. 
 
3- PARTE EXERIMENTAL 
 Serão realizadas titulações de soluções de HCl, H2SO4 e vinagre de concentrações 
desconhecidas, por intermédio de uma solução 0,1 mol/L de NaOH, usando azul de bromotimol 
como indicador, que apresenta as seguintes características: 
 Em meio ácido: Cor amarela 
 Em meio básico: Cor azul 
 Em meio neutro: Cor verde 
 Faixa de viragem: pH = 6,2 – 7,6 
 
 Química Geral Experimental – Curso de Química Industrial 
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A) Determinação da concentração da solução de ácido clorídrico, HCl. 
1- Pipete 10,0 mL da solução de HCl, de concentração desconhecida, transferindo para um 
erlenmeyer de 250 mL. 
2- Adicione 2 a 3 gotas de solução indicadora de azul de bromotimol. 
3- Titular com a solução padronizada de NaOH 0,1 mol/L (agitando vigorosamente o 
erlenmeyer durante a titulação) até a mudança de cor do indicador (amarelo para azul ou 
verde). 
4- Anotar o volume consumido de NaOH. Repetir a titulação. 
5- Calcular a concentração da solução do ácido. 
 
B) Determinação da concentração da solução de ácido sulfúrico, H2SO4. 
6- Pipete 10,0 mL da solução de H2SO4, de concentração desconhecida, transferindo para 
um erlenmeyer de 250 mL. 
7- Adicione 2 a 3 gotas de solução indicadora de azul de bromotimol. 
8- Titular com a solução padronizada de NaOH 0,1 mol/L (agitando vigorosamente o 
erlenmeyer durante a titulação) até a mudança de cor do indicador (amarelo para azul ou 
verde). 
9- Anotar o volume consumido de NaOH. Repetir a titulação. 
10- Calcular a concentração da solução do ácido. 
 
C) Determinação do teor de ácido acético no vinagre comercial. 
11- Pipete 10,0 mL da solução de vinagre transferindo para um erlenmeyer de 250 mL. 
12- Adicione 2 a 3 gotas de solução indicadora de azul de bromotimol. 
13- Titular com a solução padronizada de NaOH 0,1 mol/L (agitando vigorosamente o 
erlenmeyer durante a titulação) até a mudança de cor do indicador (amarelo para azul ou 
verde). 
14- Anotar o volume consumido de NaOH. Repetir a titulação. 
15- Calcular o teor (%m/v) de ácido acético no vinagre. 
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PRÁTICA N 11: Extração com Solventes. 
 
1. INTRODUÇÃO. 
 
 O processo de extração com solventes é muito utilizado em laboratórios de química durante 
o isolamento e a purificação das substâncias. A fitoquímica, por exemplo, fundamenta-se nos 
processos de extração, uma vez que tem por objetivo o isolamento, a purificação e a identificação 
de substâncias em plantas. Em síntese orgânica, também, se utiliza a extração para o isolamento e a 
purificação do produto desejado de uma reação efetuada. Impurezas indesejáveis de misturas podem 
ser removidas por extração, sendo o processo geralmente denominado lavagem. 
 A extração pode ser realizada de diferentes maneiras: extração simples e extração múltipla. 
 A extração simples é aquela realizada em um funil de separação. O procedimento permite o 
isolamento de uma substância, dissolvida em um solvente apropriado, através da agitação da 
solução com um segundo solvente, imiscível como o primeiro. Após a agitação, o sistema é mantido 
em repouso até que ocorra a separação completa das fases. Ao utilizar solventes de alta volatilidade 
(éter dietílico, por exemplo), deve-se ficar atento à pressão interna no sistema, que deve ser 
constantemente aliviada durante a agitação. 
 No caso da extração múltipla, são realizadas várias extrações sucessivas com porções 
menores de solvente. A extração múltipla é mais eficiente que a simples. Por exemplo, é melhor 
realizar três extrações de 30 mL, cada uma com um solvente (Volume total de 90 mL) em vez de 
um única extração com volume de 90 mL. 
 Em sua forma mais simples, a extração baseia-se no princípio da distribuição de um soluto 
entre dois solventes imiscíveis. Esta distribuição é expressa quantitativamente em termos de um 
coeficiente de partição (K) que indica que um soluto S, em contato com dois líquidos imiscíveis (A 
e O), distribui-se entre estes de tal forma que, no equilíbrio, a razão da concentração de S em cada 
fase será constante, em determinada temperatura: 
K = [S]O 
 [S]A 
sendo [S]A = concentração do soluto na fase aquosa e [S]O = concentração do soluto na fase 
orgânica. 
 Nesta prática, serão realizadas extrações simples e múltiplas do ácido propiônico, a partir de 
uma solução aquosa, utilizando éter dietílico como solvente extrator. 
 A massa de ácido restante na fase aquosa, após cada extração, será determinada por meio de 
titulação. 
 Na titulação da solução de um ácido de concentração desconhecida, um volume medido da 
solução do ácido é adicionado a um erlenmeyer, e uma solução de concentração conhecida da base 
 Química Geral Experimental – Curso de Química Industrial 
 39
(solução titulante) é adicionada, através de uma bureta, ate que o ponto de equivalência seja 
atingido. O ponto final da reação é evidenciado por meio de indicadores, os quais geralmente são 
moléculas orgânicas com estruturas complexas, que têm a propriedade de exibir cores diferentes, 
conforme o pH do meio. 
 Nesta prática, a quantidade de ácido propiônico extraída será determinada por meio da 
titulação da fase aquosa com uma solução de hidróxido de sódio 0,15 mol L-1 (Solução 
padronizada), em presença de solução indicadora de fenolftaleína. A faixa de viragem do indicador 
é de 8 a 10, sendo incolor em pH menor que 8 e vermelha em pH acima de 10. 
 
2. PROCEDIMENTOS. 
2.1. Preparo de uma solução aquosa de ácido propiônico. 
a) Em um balão volumétrico de 50 mL, adicione 1 mL de ácido propiônico e complete o 
volume com água destilada. Agite até a homogeneização da solução resultante (Solução A) 
b) Pipete uma alíquota de 10 mL da solução A e transfira para um erlenmeyer de 125 mL. 
Adicione 3 gotas de solução indicadora de fenolftaleína. 
c) Encha a bureta com solução padronizada de NaOH e titule a solução. O ponto final da 
reação é alcançado quando surge e permanece a cor rósea. Anote o volume consumido de 
solução de NaOH. Complete o volume da bureta e titule uma nova amostra de solução de 
ácido propiônico. Anote o volume consumido de solução de NaOH. A massa de ácido 
propiônico presente na solução aquosa será calculada utilizando-se a média das duas 
medidas obtidas na titulação. 
 
2.2. Extração simples. 
a) Pipete 10 mL da solução do ácido (solução A) e transfira para um funil de separação. 
b) Adicione 30 mL de éter dietílico. Agite a mistura, tomando o cuidado para aliviar a pressão 
interna do funil. Esta operação deve ser realizada no interior de uma capela de exaustão, 
uma vez que o éter dietílico é muito volátil. Deixe o sistema em repouso até a separação 
completa das fases. 
c) Recolha a camada aquosa em um erlenmeyer de 125 mL e adicione 3 gotas de solução 
indicadora de fenolftaleína. 
d) Complete o volume da bureta com solução padronizada de NaOH 0,15 mol L-1 e titule a 
solução do ácido até que surja e permaneça a cor rósea. Anote o volume consumido de 
solução de NaOH. 
 
 
 Química Geral Experimental – Curso de Química Industrial 
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2.3. Extração múltipla. 
a) Pipete 10 mL da solução aquosa de ácido propiônico anteriormente preparada (solução A); 
transfira para um funil de separação e faça a extração com 15 mL de éter dietílico, conforme 
realizado em 2.2. 
b) Separe a fase aquosa da fase orgânicae retorne-a para o funil de separação. Extraia 
novamente a fase aquosa com mais 15 mL de éter dietílico. Recolha a fase aquosa em um 
erlenmeyer de 125 mL e adicione 3 gotas de solução indicadora de fenolftaleína. 
c) Complete o volume da bureta com solução padronizada de NaOH 0,15 mol L-1 e titule a fase 
aquosa, conforme realizado anteriormente. Anote o volume consumido de solução de 
NaOH. Os extratos etéreos devem ser reunidos e recolhidos em frascos apropriados para 
purificação em outra ocasião. 
 
3. QUESTÕES. 
a) Calcule a massa (g) de ácido propiônico presente na solução aquosa, que foi titulada no item 
2.1. 
b) Calcule a massa (g) de ácido propiônico restante nas soluções aquosas, após as extrações 
realizadas nos itens 2.2 e 2.3. 
c) Calcule a porcentagem do ácido que foi extraída em cada operação (extração simples e 
múltipla). 
d) Compare os resultados obtidos na extração simples e múltipla. O que é possível concluir 
sobre esses dois tipos de extração? 
e) Calcule o coeficiente de partição para o ácido propiônico utilizando os resultados obtidos na 
extração simples. 
 Química Geral Experimental – Curso de Química Industrial 
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PRÁTICA Nº 12: Preparo e Padronização de Solução de Nitrato de prata e 
Determinação do teor de Cloreto pelo Método de Mohr. 
 
1. INTRODUÇÃO. 
 O método de Mohr é aplicável para a determinação de cloreto ou brometo, por precipitação 
dos seus respectivos sais de prata, utilizando uma solução padronizada de AgNO3. 
 O AgNO3 de grau analítico tem pureza de pelo menos 99,9%, de modo que se pode preparar 
uma solução-padrão pela dissolução direta do sal (padrão primário). Porém, o AgNO3 sólido, como 
as suas soluções aquosas, deve ser protegido do contato com matéria orgânica e da ação da luz 
direta. No primeiro caso, ocorreria sua redução e, no segundo, fotodecomposição, o que provoca a 
formação de prata metálica. Por esta razão a solução AgNO3 é normalmente padronizada, 
utilizando-se NaCl como padrão primário e deve ser armazenada em ambiente sem contato com a 
luz. 
 Para a determinação do ponto final da titulação de Cl- com AgNO3, faz-se uso do CrO42- 
como indicador. O íon CrO42-, neste caso, funciona como um indicador por reação paralela. Em 
razão disso e para evitar erros na titulação, a concentração do íon CrO42- deve ser tal que o primeiro 
excesso de prata precipite na forma de Ag2CrO4. 
 No método de Mohr, o pH da solução a ser titulada deve estar entre 6,5 e 9,0. Em meio 
básico, acima de 9,0, o íon Ag+ pode precipitar na forma de hidróxido. Entretanto, em meio ácido 
abaixo de pH = 6,5, o equilibro existente entre CrO42- e Cr2O72- será deslocado, diminuindo a 
concentração de CrO42- livre, não precipitando Ag2CrO4: 
2 CrO4
2- 2 H+ 2 HCrO4
- Cr2O7
2- H2O 
Assim, torna-se necessário o controle do pH do meio. 
 
2. OBJETIVO. 
a) Preparar e padronizar uma solução de nitrato de prata (AgNO3). 
b) Determinar o teor de cloreto (íons Cl-) em uma amostra pelo método de Mohr. 
 
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL. 
 
(A) Preparo da solução-padrão de cloreto de sódio (NaCl) 0,05 mol L-1. 
O NaCl de grau analítico com pureza de pelo menos 99,9% pode ser utilizado como 
reagente-padrão primário, devendo ser dessecado previamente a 250-350 ºC por pelo menos 1 hora. 
a) Medir exatamente 0,292 g de NaCl previamente seco, em um béquer de 50 mL e dissolver 
com água destilada. 
 Química Geral Experimental – Curso de Química Industrial 
 42
b) Transferir quantitativamente a solução do béquer para um balão volumétrico de 100 mL. 
Completar o volume com água destilada e homogeneizar. 
 
(B) Preparo da solução de nitrato de prata (AgNO3) aproximadamente 0,05 mol L-1. 
a) Medir exatamente 2,12 g de AgNO3, em um béquer de 50 mL e dissolver com água 
destilada. 
b) Transferir quantitativamente a solução do béquer para um balão volumétrico de 250 mL. 
Completar o volume com água destilada e homogeneizar. Armazenar a solução de AgNO3 
em frasco escuro. 
 
(C) Padronização da solução de nitrato de prata (AgNO3) aproximadamente 0,05 mol L-1. 
No método de Mohr, o pH da solução a ser titulada deve estar entre 6,5 e 9,0. Desse modo, 
se necessário, o pH da solução a ser titulada deve ser corrigido. Se a solução titulada estiver com pH 
abaixo de 6,5, deve ser neutralizada com hidrogenocarbonato de sódio puro. Entretanto, se a 
solução titulada estiver com pH acima de 9,0, neutralizar com ácido acético concentrado, usando 
fenolftaleína como indicador, e , ao final, acrescentar cerca de 0,4 g de CaCO3 puro. 
a) Pipetar 10,0 mL da solução-padrão de NaCl para um frasco erlenmeyer e diluir com 20 mL 
de água destilada. 
b) Adicionar 1,0 mL de K2CrO4 a 5% como indicador (corrigir o pH da solução se necessário). 
c) Titular lentamente com a solução a ser padronizada de AgNO3, agitando após cada adição 
do titulante. O ponto final da titulação é determinado pelo aparecimento de coloração 
avermelhada. 
d) Anotar o volume consumido de AgNO3, repetir a titulação mais duas vezes. 
 
(D) Determinação do teor de cloreto (íons Cl-) na amostra. 
a) Pipetar 5,0 mL da amostra para um frasco erlenmeyer e diluir com 20 mL de água destilada. 
b) Adicionar 1,0 mL de K2CrO4 a 5% como indicador (corrigir o pH da solução se necessário). 
c) Titular lentamente com a solução a ser padronizada de AgNO3, agitando após cada adição 
do titulante. O ponto final da titulação é determinado pelo aparecimento de coloração 
avermelhada. 
d) Anotar o volume consumido de AgNO3, repetir a titulação mais duas vezes. 
e) Calcular o teor (% m/v) de NaCl presente no soro fisiológico.