Apostila quimica basica experimental Ufpb

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UNIVERSIDADE FEDERAL DA PARAÍBA – UFPB 
 
DEPARTAMENTO DE QUIMICA – DQ/CCEN 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
MANUAL DE LABORATÓRIO 
 
QUÍMICA BÁSICA EXPERIMENTAL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Dezembro/2018 
 
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PRÁTICA 1 
 
NORMAS DE SEGURANÇA E EQUIPAMENTOS BÁSICOS DE 
LABORATÓRIO 
 
 
1. Objetivos 
 
No final desta experiência o aluno deverá: 
- Conhecer as normas de segurança. 
- Relacionar acidentes mais comuns em laboratório. 
- Tomar conhecimento de primeiros socorros. 
- Conhecer os equipamentos básicos de laboratório e suas regras 
básicas de utilização, limpeza e conservação. 
 
2. Normas de Segurança 
 
A ocorrência de acidentes em laboratório, infelizmente, não é tão 
rara como possa parecer. Com a finalidade de diminuir a frequência e a 
gravidade desses eventos, torna-se absolutamente imprescindível que 
durante os trabalhos realizados em laboratório se observe uma série de 
normas de segurança. 
1. O laboratório é um de trabalho sério. Trabalhe com atenção, método 
e calma. 
2. Prepare-se para realizar cada aula, lendo antes os conceitos 
referentes ao assunto a ser dado e a seguir leia o roteiro da prática. 
3. Faça apenas as experiências indicadas nos roteiros das práticas. Não 
faça misturas de reagentes por sua própria iniciativa. Consulte o 
professor sempre que tiver dúvida quanto ao uso de algum 
reagente. 
4. Use um avental (ou jaleco) apropriado. 
5. Não se deve comer ou beber em um laboratório, pois há o risco de 
ingestão de substâncias tóxicas. Também não se deve fumar, pois 
existe a possibilidade de provocar incêndio. 
3 
 
6. Se algum ácido ou qualquer outro produto químico for derramado, 
lave o local imediatamente com bastante água. 
7. Evite contato de qualquer substância com a pele (evite passar os 
dedos na boca, nariz, olhos e ouvidos). Se alguma substância cair 
na sua pele, lavar imediatamente com bastante água. Seja 
particularmente cuidadoso quando manusear substâncias corrosivas 
como ácidos e bases concentrados. 
8. Nunca tente sentir o sabor de algum produto químico ou solução. 
9. Quando for testar um produto químico pelo odor (por exemplo: 
amônia) não coloque seu rosto diretamente sobre o recipiente que o 
contém. Em vez disso, com a sua mão, desloque um pouco dos 
vapores que se desprendem do recipiente em direção ao seu nariz. 
10. Não deixe vidro quente em local que possam pegá-lo 
inadvertidamente. 
11. Só deixe sobre a mesa o bico de gás aceso quando estiver sendo 
utilizado. 
12. Tenha cuidado com os reagentes inflamáveis. Não os manipule em 
presença de fogo. 
13. Ao término dos trabalhos onde haja aquecimento, feche com 
cuidado as torneiras de gás a fim de evitar escapamento. 
14. Não trabalhe com material imperfeito. 
15. Os tubos de ensaio contendo líquidos devem ser aquecidos pela 
parte do meio e não pelo fundo e utilize pinça de madeira para esta 
finalidade. Quando aquecer uma substância num tubo de ensaio, 
não volte extremidade aberta do mesmo para si ou para uma 
pessoa próxima. 
16. Não jogue nenhum material sólido dentro da pia ou nos ralos e sim 
nos cestos de lixo. 
17. Leia com atenção o rótulo do frasco do reagente antes de usá-lo a 
fim de certificar-se que apanhou o frasco certo. Segure o frasco pelo 
lado que contém o rótulo evitando assim que o reagente escorra 
sobre este. 
18. Todas as experiências que envolvem a liberação de gases ou 
vapores tóxicos devem ser realizadas na câmara de exaustão 
(capela). 
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19. Sempre que for diluir um ácido concentrado, adicione-o lentamente 
e sob agitação sobre a água e nunca faça o contrário. 
20. Quando qualquer frasco de reagente for aberto, deve-se colocar sua 
tampa, sobre a mesa, virada para cima ou segurá-la entre os dedos 
a fim de se evitar contaminação. Após o reagente ser usado fechar 
novamente o frasco. 
21. Uma porção qualquer do reagente retirada do frasco de estoque 
jamais poderá retornar ao mesmo. O aluno deverá aprender a 
estimar a quantidade que necessita para evitar desperdícios, 
retirando dos frascos reagentes apenas o necessário. 
22. No caso de reagentes sólidos: uma espátula usada para retirar um 
reagente de um frasco só poderá ser usada, para manipulação de 
outro reagente, após perfeitamente lavada e seca. 
23. No caso de reagentes líquidos: não introduzir pipetas, conta-gotas, 
etc. nos frascos que os contêm. Verter o reagente líquido a ser 
medido no recipiente em que ele será usado ou então em um 
béquer limpo e seco, para ser transferido ou pipetado. 
24. Localize os extintores de incêndio e familiarize-se com o seu uso. 
25. Certifique-se do bom funcionamento dos chuveiros de emergência. 
26. Sempre que possível, trabalhe com óculos de proteção. 
27. Dedique especial atenção a qualquer operação que necessite de 
aquecimento prolongado ou que desenvolva grande quantidade de 
energia. 
28. Ao se retirar do laboratório, verifique se não há torneiras (água ou 
gás) abertas. Desligue todos os aparelhos, deixe todo o 
equipamento limpo e nos seus devidos lugares e lave as mãos. 
 
3. Acidentes mais Comuns em Laboratório e Primeiros 
Socorros 
 
3.1. Acidentes por agentes físicos 
 
3.1.1. Produtos Químicos inflamáveis em combustão 
 
5 
 
Se durante um processo químico que ocorre no interior de um 
béquer ou qualquer outro frasco de vidro ocorrer a queima de um 
produto químico, primeiramente retire a fonte de calor e retire o 
oxigênio, tampando o frasco com pano úmido ou vidro de relógio (pode 
também utilizar amianto ou extintores CO2. Se a fonte de energia for 
corrente elétrica, nunca utilize água, mesmo após desligar a corrente. 
Se o combustível for óleo, utilize areia com bicarbonato de sódio ou 
cloreto de amônio. Se ocorrer a queima da roupa de um operador, não 
faça correr, abafe-o com o cobertor ou leve ao chuveiro, se estiver 
perto. 
Notar bem que: 
1. Tetracloreto de carbono não deve ser usado em presença de sódio 
ou potássio, pois pode ocorrer uma explosão violenta; o laboratório 
deve ser imediatamente ventilado, a fim de dispensar o fosgênio 
formado, que é altamente tóxico. 
2. Em caso de pequenas queimaduras com fogo ou material aquecido, 
deve ser feita a aplicação, no local, da pomada picrato de butesin. 
Caso esta não seja disponível, pode-se usar vaselina ou 
simplesmente ácido pícrico. 
3. Em caso de corte, o ferimento deve ser desinfetado com 
antisséptico. Para diminuir o sangramento, pode ser usada uma 
solução diluída de cloreto férrico (FeCl3), que tem propriedades 
coagulantes; e 
4. Em caso de vidro nos olhos, remover os cacos cuidadosamente com 
pinça ou com auxilio de um copo lava-olho. Procurar o médico 
imediatamente. A irritação que se segue, em geral para pequenos 
acidentes, pode ser aliviada, colocando-se uma gota de óleo de 
rícino, pode ser aliviada, colocando-se uma gota de óleo de ricínio 
nos cantos de olhos. 
 
3.2. Acidentes por agentes químicos 
 
3.2.1. Ácidos 
 
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Queimaduras com ácido são usadas por forte ardência, havendo 
corrosão dos tecidos. As lesões com H2SO4 e HNO3 aparecem 
respectivamente, com a coloração esbranquiçada ou amarelada. Deve-
se providenciar imediatamente a neutralização do ácido. Em caso de 
ingestão é recomendado um neutralizante via oral, como leite de 
magnésia, solução de óxido de magnésio ou até mesmo água de cal. 
Quando o ácido ataca a pele ou mucosa oral é indicada a lavagem 
abundante do local com solução de sulfato de magnésio (MgSO4),bicarbonato de sódio (NaHCO3) ou até mesmo amônia (NH4OH), sendo 
esta utilizada apenas para queimadura forte. Para queimaduras graves, 
aplicar um desinfetante, secar a pele e cobrir com pomada à base de 
picrato. No caso de atingir os olhos, deve se lavar abundantemente com 
uma solução de borato de sódio (Na3BO3) ou bicarbonato de sódio a 
5%. Se o ácido for concentrado lavar primeiro com grande quantidade 
de água e continuar com a solução de bicarbonato. No caso de ingestão 
é totalmente contraindicada a indução do vômito. 
 
3.2.2. Álcalis 
 
Em caso de ingestão, tomar imediatamente uma solução diluída de 
acido acético (vinagre ou suco de frutas cítricas), sendo contraindicada 
a indução do vômito. Em caso de contato com a pele, lavar a região 
atingida imediatamente com bastante água corrente (retirar a roupa do 
acidentado, se esta também foi atingida, enquanto a água é jogada por 
baixo da roupa). Tratar com solução de ácido acético 1% e novamente 
lavar com bastante água. Se os olhos forem atingidos, lave-os com 
água corrente a baixa pressão, durante cerca de dez minutos, com as 
pálpebras abertas, e depois os lave com solução de ácido bórico a 1%. 
Procure um médico imediatamente. 
 
3.2.3. Cianetos ou Cianuretos 
 
O combate deve ser rápido e preciso, caso contrário é inútil. Deve-
se usar o seguinte sistema: 
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1. Soluções com vapores de nitrito de amilo enquanto são preparadas 
as duas soluções seguintes. 
2. Solução de nitrito de sódio (NaNO2) a 3%, injetado 
intravenosamente na quantidade de 6 a 8 mL por m2 de superfície 
corporal. As aplicações devem ser feitas num ritmo de 2,5 a 5,0 mL 
por minuto. 
3. Administração de 5,0 mL de solução de tiossulfato de sódio 
(Na2S2O3) a 25%, também por via intravenosa. 
 
3.2.4. Compostos de Chumbo 
 
O tratamento desta intoxicação não exigente de pronta ação, como 
no caso dos cianetos, deve ser feito pela assistência médica. É 
contraindicada a ingestão de leite. 
 
3.2.5. Compostos de Mercúrio 
 
A administração do leite ou clara de ovo provoca a precipitação de 
íons Hg2+, podendo evitar a morte. Deve ser providenciada 
imediatamente a assistência médica. 
 
3.2.6. Compostos de Antimônio 
 
É de suma importância provocar imediatamente o vômito, quer por 
excitação direta da faringe com o dedo, quer pela administração de uma 
substância que desencadeie este reflexo. 
 
3.2.7. Compostos de Cobre 
 
Geralmente provocam a própria eliminação, assim como o sulfato de 
cobre (CuSO4), altamente irritante para a mucosa gástrica, desencadeia 
o vômito que o elimina. 
 
3.2.8. Compostos de Arsênio 
 
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A vítima apresenta vômitos, diarreia e cãibras musculares. É 
indicada a provocação do vômito, pela ingestão de uma colher de chá 
de mostarda ou uma colher das de sopa de cloreto de sódio ou sulfato 
de zinco, dissolvido num copo de água quente. È contraindicado a 
ingestão de leite. 
 
3.2.9. Monóxido de carbono 
 
Sua intoxicação crescente não implica no aparecimento imediato de 
dispneia fisiológica, que é sinal de alarme mais comum em uma asfixia. 
O que existe é uma depressão crescente da consciência. A remoção da 
vítima para fora do ambiente é a primeira medida, sendo esta medida 
na maioria dos casos suficiente. Em graus mais altos de intoxicação é 
recomendada a respiração de oxigênio. 
 
3.2.10. Gás Sulfídrico ou Ácido Sulfídrico 
 
Como providencia imediata deve ser abandonado o local e 
posteriormente uma inalação de amônia a 5%. 
 
3.2.11. Bromo, Cloro e Iodo 
 
Em acidentes com vapores de bromo deve ser abandonado 
imediatamente o local e a inalação com gás amoníaco ou gargarejo com 
bicarbonato de sódio. Dar ao paciente pastilhas à base de eucalipto ou 
essência diluída de menta pipérica ou de canela, para aliviar a traquéia 
e os pulmões. Se a respiração ficar suspensa, aplicar respiração 
artificial. Em acidentes de bromo é eficaz a administração oral de leite 
ou albumina. Na pele o contato é combatido usando amônia 
diretamente. Nos olhos, deve-se lavar continuamente com grande 
quantidade de água, e em seguida com solução de bicarbonato de 
sódio. Pode se também lavar imediatamente a parte afetada com éter 
de petróleo (PE:100°C) à vontade, friccionando a pele com glicerina. 
Decorrido algum tempo remover a glicerina superficial e aplicar uma 
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pomada à base de acriflavina ou de picrato de bustesin. Em acidentes 
com iodo é indicado a imediata inalação com éter sulfúrico. 
 
3.2.12. Fenol ou Acido Fênico 
 
Em caso de ingestão, recomenda-se, por via oral, uma solução de 
álcool a 55°GL, ou bebidas de forte teor alcoólico como uísque e o 
conhaque. 
 
3.2.13. Álcool Metílico 
 
Deve ser provocado o vômito de álcool etílico diluído ou de bebidas 
alcoólicas fortes e seu contato com a pele deve ser evitado. 
 
3.2.14. Queimaduras por Sódio Metálico 
 
Remover cuidadosamente com o auxilio de uma pinça quaisquer 
fragmentos do sódio que restarem. Lavar à vontade com água, seguido 
de uma solução de acido acético 1% e cobrir com gaze umedecida em 
óleo de oliva. 
 
3.2.15. Fósforo 
 
Lavar bem com água fria e tratar com solução de nitrato de prata a 
1%. 
 
3.2.16. Sulfato de Metila 
 
Lavar imediatamente e à vontade com solução de amônia 
concentrada, friccionando suavemente com chumaço de algodão 
umedecido em solução de amônia concentrada. 
 
3.2.17. Substâncias orgânicas na pele 
 
Lavar a vontade com álcool, depois com sabão e água quente. 
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3.3. Cortes 
 
3.4.1. Cortes Pequenos 
 
Deixe sangrar por alguns segundos. Verifique se há ainda 
fragmentos de vidro. Desinfete o local e coloque atadura. 
 
3.4.2. Cortes Maiores 
 
Desinfete e procure estancar o sangue, fazendo pressão logo cima 
do corte, no máximo cinco minutos. Se necessário, procure um médico. 
 
3.5. Fragmentos de Vidro nos Olhos 
 
Remova os pedaços maiores com todo o cuidado possível, usando 
pinça ou lavando o olho com água corrente em abundância. Chame 
imediatamente um médico. 
 
ATENÇÃO: Em caso de acidente de qualquer natureza, é indispensável 
manter a calma e agir com rapidez e precisão. É preferível evitar que os 
acidentes aconteçam, observando sempre as medidas de segurança. 
 
4. Equipamentos Básicos de Laboratório: utilização, limpeza 
e conservação 
 
A execução de qualquer experimento na Química envolve 
geralmente a utilização de uma variedade de equipamentos de 
laboratório, a maioria muito simples, porém com finalidades específicas. 
O emprego de um dado equipamento ou material depende dos objetivos 
e das condições em que a experiência será executada. Contudo, na 
maioria dos casos, a seguinte correlação pode ser feita: 
 
4.1. Materiais de Vidro 
 
11 
 
1. Tubo de ensaio: utilizado principalmente para efetuar reações 
químicas em pequena escala. Pode ser aquecido, com cuidado, 
diretamente sobre a chama do bico de Bunsen. 
2. Béquer: recipiente com ou sem graduação, utilizado para dissolver 
substâncias, efetuar reações, aquecer líquidos, efetuar pesagens, 
deixar substâncias em repouso, etc. Pode ser aquecido sobre tripé 
com tela de amianto. 
3. Erlenmeyer: utilizado para aquecer líquidos, fazer reações, dissolver 
substâncias e fazer titulações (uma vez que sua forma cônica evita 
perdas de líquidos por agitação). Pode ser aquecido, com cuidado, 
diretamente sobre a chama do bico de Bunsen. 
4. Proveta ou cilindro graduado: usado para medidas aproximadas de 
volumes de líquidos. Não pode ser aquecido. 
5. Pipetas: recipientescalibrados para medida precisa de volume de 
líquidos. Existem dois tipos de pipetas: pipeta graduada (utilizada 
para escoar volumes variáveis de líquidos. Esta pipeta é usada para 
medir pequenos volumes e tem pouca aplicação sempre que se quer 
medir volumes líquidos com elevada precisão) e pipeta volumétrica 
(utilizada para escoar volumes fixos de líquidos). Não podem ser 
aquecidas. 
6. Bureta (com torneira de vidro): equipamento calibrado para medida 
precisa de volume de líquidos. É utilizada em análises volumétricas. 
Existem também as buretas automáticas, que possuem dispositivos 
pelos quais o líquido é levado até seu interior automaticamente. 
7. Balão volumétrico: recipiente calibrado, de precisão, destinado a 
conter um determinado volume de líquido, a uma dada temperatura 
(geralmente 20°C), podendo ser utilizado sem erro apreciável, a 
temperaturas mais ou menos 8°C acima ou abaixo da indicada. É 
Utilizado no preparo de soluções de concentrações definidas. Possui 
o traço de aferição situado no gargalo do balão e tem fundo chato. 
8. Balão de fundo chato e de fundo redondo: usados para aquecer 
líquidos e fazer reações com desprendimentos gasosos. Podem ser 
aquecidos sobre tripé com tela de amianto. 
9. Kitassato: recipiente munido de saída lateral e usado em filtração a 
vácuo. 
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10. Funil de adição: utilizado para adição de reagentes em um sistema 
reacional. 
11. Funis de separação (ou de decantação): usados para separar 
líquidos imiscíveis. 
12. Dessecador: utilizado no armazenamento e resfriamento de 
substâncias quando se necessita de uma atmosfera com baixo índice 
de umidade. Também pode ser utilizado para manter as substâncias 
sob pressão reduzida. 
13. Condensadores: usados para condensar os vapores nas destilações 
e nos aquecimentos sob refluxo. 
14. Funil de vidro: utilizado na transferência de líquidos e nas filtrações 
simples. O funil com colo longo e estrias é chamado de funil 
analítico. 
15. Conectores: utilizado para montagem de aparelhos e interligações. 
16. Vidro de relógio: usado para cobrir béquer, pesar sólidos e evaporar 
líquidos. 
17. Bastão de vidro ou baqueta: cilindro maciço de vidro, usado para 
agitar e facilitar as dissoluções, na transferência de líquidos, além 
de auxiliar nas filtrações, etc. 
18. Pesa-filtro: indicado para a pesagem de sólidos quando o composto 
é higroscópico. 
 
4.2. Materiais de Porcelana 
 
1. Funil de Büchner: utilizado em filtração a vácuo, devendo ser 
acoplado a um kitassato. Sobre a placa perfurada deve ser colocado 
um papel de filtro de diâmetro menor que o da placa. 
2. Cápsulas: usadas em evaporações e secagens; podem também ser 
utilizadas em estufas. 
3. Cadinho: usado para aquecimentos a seco (calcinações) no bico de 
Bunsen e mufla. 
4. Almofariz e pistilo: usados na pulverização e trituração de sólidos. 
 
4.3. Materiais Metálicos 
 
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1. Suporte universal. 
2. Anel ou argola. 
3. Garras: são usados na sustentação de várias peças, tais como funil 
de vidro e de decantação, condensadores, etc. 
4. Tripé: usado para sustentar a tela de amianto. 
5. Tela de amianto: tela metálica, contendo amianto, utilizada para 
distribuir uniformemente o calor, durante o aquecimento de 
recipientes de vidro à chama de um bico de gás. 
6. Espátulas e colheres: usadas para transferir substâncias sólidas. 
Podem ser encontradas em porcelana, aço inoxidável e níquel. 
7. Pinça metálica casteloy: usada para segurar objetos aquecidos. 
8. Pinça de Mohr e de Hoffman: usadas para impedir ou diminuir a 
passagem de gases ou de líquidos através de tubos flexíveis. 
 
4.4. Materiais de Aquecimento 
 
1. Bico de gás (Bunsen): fonte de calor destinado ao aquecimento de 
materiais não inflamáveis. No caso de materiais inflamáveis, usa-se 
a “manta elétrica”. 
2. Manta de aquecimento: é encontrada em vários modelos. É usada 
para aquecimento com temperatura controlada. 
3. Banho-maria: usado para banho de aquecimento. Geralmente é 
equipado com termostato. 
4. Mufla ou forno: produz altas temperaturas. É utilizada, em geral, na 
calcinação de substâncias. Alcança até 1500°C. 
5. Estufas: aparelhos elétricos, controlados por termostatos, que 
permitem temperaturas de 40°C a 300°C. São empregadas, em 
geral, na secagem de materiais, entre outras funções. 
6. Placa de Aquecimento: fonte de aquecimento para sistemas 
reacionais diversos, geralmente vem com sistema de agitação 
magnética. 
 
4.5. Materiais Diversos 
 
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1. Balança: Instrumento para determinação de massa (pesagem). 
Como exemplos têm-se a balança analítica elétrica (encontrada com 
precisão de cinco casas decimais) e as mais comuns com quatro 
casas decimais (décimos de miligrama). 
2. Centrífugas manual e elétrica: usadas para acelerar a sedimentação. 
3. Bomba de vácuo: utilizada para acelerar as filtrações realizadas sob 
vácuo. 
4. Pisseta: recipiente geralmente contendo água destilada ou outros 
solventes. É usado para efetuar a lavagem de recipientes ou 
materiais com jatos do solvente nele contido. 
5. Torneiras: utilizada em conecções diversas. 
6. Termômetro: utilizado para medida de temperatura em sistemas 
reacionais ou destilação. 
7. Macaco: utilizado na suspensão de materiais diversos em montagem 
de reações. 
8. Cilindro: utilizado na armazenagem de gases que serão utilizados 
em reações ou para geração de atmosfera específica. 
9. Frasco para reagente: usado para conservar reagentes químicos. 
Dependendo da substância a ser guardada, o frasco a ser utilizado 
pode ser incolor ou âmbar. 
 
4.6. Limpeza 
 
É importante que o usuário do laboratório habitue-se a limpar o 
material de vidro logo após o término do experimento, enquanto a 
natureza do resíduo é conhecida. O material de vidro após o uso deve 
ser lavado com água e detergente com o auxílio de uma escova. Depois 
de bem enxaguado com água da torneira, enxaguar três vezes com 
água destilada. Depois de lavado, o vidro deve permitir o escoamento 
de água sobre sua superfície, sem formar gotas, que indicam a presença 
de matéria gordurosa. O material muito sujo e engordurado pode ser 
lavado com solução sulfocrômica (cuidado ao preparar esta solução, 
pois dicromato de sódio em ácido sulfúrico é corrosivo e exige muita 
atenção em sua preparação) ou solventes orgânicos, tais como álcool, 
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acetona ou éter (neste caso, desde que não haja chama no laboratório), 
dependendo da natureza da sujeira, e depois lavado como foi descrito. 
 
5. Exercícios 
 
1. Classificar e descrever os principais utensílios de vidro utilizados em 
laboratório de química. 
2. Descrever a indumentária correta a ser usada no laboratório. 
3. Por que não se deve usar água para apagar um incêndio em óleo? 
Qual o procedimento correto? 
4. Qual a principal conduta quando ocorre uma queimadura com álcali 
ou com ácidos? 
5. Qual o procedimento adotado em caso de contaminação com metais 
como chumbo, cobre e mercúrio. 
6. Em que situações são recomendadas o uso de aparelhos 
confeccionados em porcelana? 
7. Se você quer realizar uma reação sob agitação manual e deseja 
evitar perdas de líquidos, que recipiente deve usar? 
8. Como deve ser realizada a limpeza do material utilizado no 
laboratório de química? 
9. Enumere os principais equipamentos de aquecimento utilizados em 
laboratório de química? 
10. Descreva os principais tipos e usos dos materiais metálicos 
utilizados em laboratório de química. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1. ObjetivosNo final desta experiência o aluno deverá: 
- Reconhecer a importância das medidas em química. 
- Usar corretamente e ler termômetros, balanças, provetas e pipetas. 
- Listar cuidados com os diversos tipos de recipientes volumétricos. 
 
2. Balança - Cuidados e Técnicas de Pesagem 
 
A balança é um dos instrumentos mais importantes do laboratório. É 
um instrumento delicado, em sua maior parte importada e, por isso, de 
preço bastante elevado. Alguns tipos de balanças nos dão resultados 
pouco precisos enquanto outros nos dão resultados mais rigorosos. Este 
segundo tipo de balança dado seu grande emprego em química 
analítica, é chamada balança analítica. As balanças analíticas 
geralmente pesam até décimo de milésimo, ou seja, até a quarta casa 
decimal. Como inteiro é o grama, elas pesam até decimiligrama. 
Quando vamos usar uma balança devemos, antes de tudo, verificar 
qual a capacidade máxima da mesma. A balança, sendo um aparelho de 
precisão delicado, não pode suportar cargas excessivas, o que 
acarretaria estragos na mesma. A carga máxima da balança vem 
impressa na própria balança. Normalmente, a capacidade máxima das 
balanças analíticas está em torno de 100 a 200g. 
O processo de pesagem varia de acordo com o tipo de balança 
empregada, mas cuidados gerais na técnica de determinação de massa 
são sempre os mesmos: 
1. Conhecer previamente o modo de funcionamento do aparelho. Em 
caso de dúvida, consultar o catálogo. 
 
PRÁTICA 2 
 
PESAGEM, MEDIDAS DE TEMPERATURA E MANUSEIO COM RECIPIENTES 
VOLUMÉTRICOS 
 
17 
 
2. Verificar se a balança está nivelada observando através de um nível 
em forma de bolha. Para nivelar a balança gira-se os pés localizados 
na parte frontal da mesma (depende da balança). 
3. Retirar poeiras ou detritos do(s) prato(s) com pincel apropriado. 
4. Verificar se as escalas da balança estão ajustadas, isto é, se as 
mesmas estão indicando zero grama. Esta operação comumente é 
chamada zerar a balança (existe dispositivo para se acertar o zero). 
5. Nunca pesar substâncias corrosivas, voláteis ou higroscópicas em 
frascos abertos. 
6. Nunca colocar material diretamente no prato. Devam ser utilizados 
recipientes adequados (cadinho, pesa-filtro, béquer, etc.) que 
devem estar limpos e secos. 
7. O material a ser pesado deve estar à temperatura ambiente. O 
material quente cria em redor de si uma corrente ascendente de ar 
que o torna mais leve. 
8. Pesar os objetos com as janelas laterais fechadas. 
9. Não se deve pesar material cujo peso seja mais ou menos próximo 
da capacidade da balança. 
10. Conserve a balança limpa. Se durante a operação partículas cair no 
prato, retirá-las imediatamente. 
11. A balança quando não está em uso deverá estar travada e fechada 
(depende do tipo de balança). Uma balança elétrica deverá ser 
desligada. 
 
Um tipo de balança usada no laboratório de Química Experimental é 
a Balança Analítica, sendo uma balança de alta precisão tendo até 5 
casas decimais após a virgula. 
Instruções para uso: 
1. Nivelar a balança. 
2. Calibrar a balança de acordo com o roteiro do manual, mas 
geralmente devemos selecionar a tecla “CAL” e seguir a instruções 
que irão aparecer no visor. 
3. Colocar o objeto a ser pesado sobre o prato. 
4. Após a leitura, o objeto pesado e os pesos devem ser retirados. 
 
18 
 
3. Medidas de Volumes 
 
A medida correta de volumes é fundamental para o sucesso do 
trabalho no laboratório de química. 
Para a medida de volumes, há os instrumentos graduados e os 
aferidos. Os aferidos medem um único volume e são em geral mais 
precisos. Os graduados, porém, permitem medir vários volumes, e um 
deles, a bureta é de alta precisão. 
De um modo geral, para medidas aproximadas de volumes de 
líquidos, usam-se provetas, enquanto, para medidas precisas, usam-se 
pipetas, buretas e balões volumétricos, que constituem o chamado 
material volumétrico. 
Aparelhos volumétricos: a prática de análise volumétrica requer a 
medida de volumes líquidos com elevada precisão. Para efetuar tais 
medidas são empregados vários tipos de aparelhos, que podem ser 
classificados em duas categorias: 
- Aparelhos calibrados para dar escoamento a determinados volumes: 
neste caso estão incluídas as pipetas graduadas e as buretas. 
- Aparelhos calibrados para conter um volume líquido: aqui estão 
incluídos as pipetas e os balões volumétricos. 
Aparelhos volumétricos são calibrados pelo fabricante e a 
temperatura padrão de calibração é 20°C. Logo, qualquer leitura 
realizada fora dessa temperatura acarreta erro (utilizam-se tabelas para 
fazer as correções). 
A medida de volume do líquido é feita, comparando o nível do 
mesmo, com os traços marcados na parede do recipiente. A leitura do 
nível para líquidos transparentes deve ser feita na parte inferior do 
menisco, estando a linha de visão do operador, perpendicular à escala 
graduada, para evitar erro de paralaxe. 
 
 
 
 
 
 
19 
 
 
 
Figura 1. Ilustração da leitura de líquidos em aparelhos volumétricos. 
 
As medidas de volumes de líquidos com qualquer dos referidos 
aparelhos estão sujeita a uma série de erros. Os erros mais comuns 
são: 
- Medir volumes de soluções quentes; 
- Uso de material inadequado para medir volumes; 
- Uso de material molhado ou sujo; 
- Formação de bolhas nos recipientes; 
- Controle indevido na velocidade de escoamento. 
 
3.1. Técnicas de uso de aparelhos volumétricos 
 
3.1.1. Bureta 
 
É usada, na análise volumétrica, de acordo com as seguintes 
recomendações: 
1. Fixar a bureta, limpa e vazia, num suporte na posição vertical. 
2. Agitar o recipiente que contém o reagente antes de usá-lo, pois não 
é raro haver, na parte superior do mesmo, gotas de água 
condensada. 
3. Colocar um béquer ou um erlenmeyer sob a torneira. 
4. Lavar a bureta duas vezes com porções de cinco mL do reagente em 
questão, que são adicionadas por meio de um funil; cada porção é 
deixada escoar completamente antes da adição da seguinte. 
20 
 
5. Fechar a torneira e encher a bureta até um pouco acima do zero da 
escala e remover o funil. 
6. Segurar a torneira com a mão esquerda e com o auxílio dos dedos 
polegar, médio e indicador abrir a torneira para expulsar todo o ar 
contido entre a mesma e a extremidade inferior da bureta e encher 
esta região. Encher a bureta novamente, se necessário, e acertar o 
menisco com o traço de aferição que fica na parte superior da 
mesma. 
Observação: a torneira de uma bureta deve ser levemente 
lubrificada para que possa ser manipulada com mais facilidade. Serve 
para este fim uma mistura de partes iguais de vaselina e cera de 
abelhas. Misturas especiais são encontradas no comércio. 
 
3.1.2. Proveta 
 
1. Utilizar na forma vertical e para aferição elevar o menisco até a 
altura dos olhos. 
2. Para esvaziar o líquido, entorná-lo vagarosamente (pode-se usar um 
bastão de vidro para o bom escoamento, evitando-se que haja 
respingos) e permanecer com a proveta na posição inclinada até o 
completo escoamento. 
 
3.1.3. Balão Volumétrico 
 
1. Trabalhar com o mesmo na posição vertical. 
2. Fazer uso de um funil para colocar o líquido no balão, o que será 
feito em etapas, sendo que a cada uma deve-se agitar 
(homogeneizar) a solução. Isto se consegue através de movimentos 
circulares lentos com o balão; uma das mãos deverá segurar o 
gargalo e a outra, a parte inferior do mesmo. 
3. Colocar o balão sobre a bancada e acertar o menisco com o traço de 
aferição. Após isto, colocar a tampa e fazer total homogeneização 
com movimentoslentos, no sentido de rotação. 
 
3.1.4. Pipeta 
21 
 
 
A pipetagem de um líquido (ou de uma solução) deverá ser 
metódica e cuidadosa. Os passos principais são: 
1. Levar a pipeta com a mão até próximo do fundo do recipiente que 
contém o líquido (ou a solução), tomando o cuidado de não bater a 
parte inferior da pipeta no fundo do mesmo. 
2. Segurar a pipeta com o dedo indicador e o polegar. 
3. Fazer a sucção com a pêra de borracha na parte superior da pipeta 
até notar que o líquido subiu um pouco acima do traço de aferição. 
4. Segurar o recipiente que contém o líquido (ou a solução) com a 
outra mão, de modo que a parte inferior da pipeta toque a sua 
parede lateral e elevar a pipeta até que o traço de aferição coincida 
com a altura dos olhos. 
5. Levar a pipeta até o recipiente de destino e deixar escoar através da 
parede lateral do mesmo. 
6. Tocar, após escoamento total do líquido, a ponta da pipeta na 
parede lateral do recipiente para que se escoe a última gota da 
mesma. 
 
4. Procedimento Experimental 
 
4.1. Material 
 
Termômetro 
Béquer de 50, 100 e 250 mL 
Erlenmeyer de 250 mL 
Bureta de 50 mL 
Proveta de 25 mL 
 
 
Balão volumétrico de 50 mL 
Pipeta volumétrica de 20 mL 
Pipeta graduada de 5 mL 
Funil comum 
4.2. Medidas de massa 
 
O seu instrutor dará instruções para o uso da balança. 
1. Três objetos, uma rolha de borracha, um cadinho de porcelana e uma 
rolha de vidro encontram-se em suas bancada. Antes de pesá-los, 
22 
 
pegue cada objeto e tente estimar o mais pesado, e o mais leve, e 
complete a tabela abaixo. 
 
Material 
Ordem da massa 
estimada 
Massa 
medida 
Ordem 
real 
Rolha de borracha 
Tampa de vidro 
Cadinho de porcelana 
 
2. Pese um béquer pequeno (50 mL). Adicione então 50 gotas de água 
destilada com um conta-gotas e pese o conjunto. 
Obs.: O propósito deste procedimento é encontrar o número aproximado 
de gotas em um mililitro, ou o volume de uma gota de água. 
 
Material Massa (g) 
Massa do béquer pequeno (50 mL) 
Massa do béquer + 50 gotas de água 
Massa de 50 gotas de água 
 
4.3. Medidas de temperaturas 
 
1. Coloque cerca de 200 mL de água de torneira em um béquer de 250 
mL e meça a temperatura utilizando o termômetro fornecido. 
2. Obtenha o valor da temperatura com o número máximo de 
algarismos significativos que for possível. 
3. Durante a medida mantenha o termômetro totalmente imerso na 
água, sem tocar o vidro. Anote o valor na Tabela abaixo. Em um 
béquer de 100 mL prepare uma mistura de gelo e água. Agite esta 
mistura meça e anote a temperatura. 
 
Sistema Temperatura (oC) 
Água de torneira 
Água/gelo 
 
 
23 
 
 
4.4. Medidas de volume 
 
1. Pese um béquer seco de 100 mL até duas casas decimais. Meça 20 
mL de água destilada com uma proveta, coloque-a no béquer de 
100 mL e pese-o novamente. 
2. Repita este procedimento mais duas vezes e anote os pesos obtidos 
na Tabela abaixo. 
3. Seque o béquer de 100 mL previamente pesado e repita o 
procedimento anterior, utilizando agora uma pipeta volumétrica de 
20 mL. Anote os pesos na tabela abaixo. 
 
 Proveta Pipeta 
Massa do béquer antes da adição da água 
Massa após a 1a adição de 20 mL 
Massa após a 2a adição de 20 mL 
 Massa após a 3a adição de 20 mL 
Massa do 1o 20 mL 
Massa do 2o 20 mL 
Massa do 3o 20 mL 
Média das três medidas 
Desvio de cada medida com relação à média 1a 
Desvio de cada medida com relação à média 2a 
Desvio de cada medida com relação à média 3a 
Média dos desvios 
Valor da medida (  ) g (  ) g 
Valor da medida (  ) mL (  ) mL 
 
4. Pipetar com a pipeta graduada (transferindo para diferentes tubos 
de ensaio) 2,7 mL; 3,8 mL e 4,5 mL de água. Esta prática tem a 
finalidade de treinar o aluno para controlar volumes variáveis numa 
pipeta graduada. 
5. Encher a bureta com água. Transferir o volume para o erlenmeyer. 
6. Encher o balão volumétrico com água. Transferir o volume para a 
bureta. 
24 
 
 
 
5. Exercícios 
 
1. Na avaliação da massa de 20,00 mL de água foram utilizados uma 
proveta e uma pipeta volumétrica. Qual dos dois possui melhor 
precisão? Explique. 
2. Encontre a massa dos 20,00 mL de água partindo de dados de 
densidade da água (Ver a temperatura do seu experimento). 
Comparando o resultado da massa calculada com a que foi pesada 
na parte experimental, foi a proveta ou a pipeta que deu o resultado 
mais próximo do valor pesado? Qual dos dois é o mais exato? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
25 
 
 
 
PRÁTICA 3 
 
SOLUBILIDADE 
 
 
1. Objetivos 
 
No final desta experiência o aluno deverá: 
- Identificar algumas variáveis que afetam a solubilidade. 
- Utilizar técnicas simples de extração, recristalização e filtração. 
 
2. Introdução 
 
Para que você entenda melhor os termos usados nesta 
experiência, procure em um livro de química geral as definições dos 
termos: solvente, solução, soluto, miscível, imiscível, saturado, 
supersaturado, polar, apolar, eletronegatividade e extração. 
Assuma que você tem dois béqueres com 100 mL de água a 25°C 
em cada um deles. Se você adicionar NaCl ao primeiro béquer, 
misturando bem, você encontrará que cerca de 35 g de NaCl se 
dissolverá. A adição de mais NaCl resulta num acúmulo deste no fundo 
do béquer, portanto 35 g de NaCl é o ponto de saturação para 100 mL 
de H2O a 25°C. Nesta solução NaCl é o soluto e H2O o solvente. Se você 
adicionar acetanilida ao segundo béquer e misturar bem, você verá que 
apenas alguns miligramas se dissolverão, quando o ponto de saturação 
é alcançado. “Para que um sólido se dissolva, as forças de atração que 
mantêm a estrutura cristalina devem ser vencidas pelas interações 
entre o solvente e o soluto”. Veja o exemplo da figura abaixo: 
 
26 
 
 
Figura 1. Dissolução de NaCl em água 
 
No processo de soltavação aquosa, onde ocorre a dispersão de 
um sal como o NaCl, tanto os cátions Na+ como os ânions Cl- tornam-se 
hidratados com energia suficiente para vencer a energia da rede 
cristalina. Solutos com polaridades próximas à polaridade do solvente 
dissolvem-se em maior quantidade do que àqueles com polaridade 
muito diferente. Cloreto de sódio e água são substâncias muito polares, 
mas acetanilida bem pouco polar. Portanto, NaCl dissolve-se em água, 
mas acetanilida tem uma solubilidade pequena em água. 
Resumindo a regra é: “O semelhante dissolve semelhante” 
Não é somente a natureza do soluto e do solvente que 
influenciam na solubilidade, mas a temperatura também é importante. 
A solubilidade de quase todos os compostos orgânicos aumenta com o 
aumento da temperatura. Este fato é utilizado na técnica de purificação 
chamada recristalização. O efeito da temperatura na solubilidade dos 
compostos inorgânicos varia muito. Enquanto muitos têm a solubilidade 
aumentada com um aumento de temperatura, alguns tem quase a 
solubilidade diminuída, e outros, como o NaCl, a solubilidade quase não 
é afetada. 
 
2.1. Separação e Purificação 
 
Os produtos químicos são extraídos de fontes naturais ou são 
sintetizados a partir de outros compostos através de reações químicas. 
27 
 
Qualquer que seja a origem, extrações ou sínteses, raramente produz 
produtos puros, e algum tipo de purificação é necessário. Convém 
observar que compostos comerciais apresentam diferentes grausde 
pureza, e frequentemente possuem 90-95% de pureza. Para certas 
aplicações 95% de pureza pode ser satisfatório enquanto que, para 
outras é necessária uma purificação. As técnicas de purificação mais 
comuns são: extração, recristalização, destilação e cromatografia. Para 
a purificação de sólidos, o primeiro método a ser tentado é a 
recristalização. 
 
2.2. Recristalização 
 
Esta técnica utiliza o fato de que a solubilidade de sólidos em um 
solvente é diferente e aumenta com o aumento da temperatura do 
líquido. Uma solução saturada a uma determinada temperatura é 
resfriada. Ao ser resfriada a solubilidade diminui, portanto o sólido 
precipita podendo em seguida ser filtrado e seco. 
Obs: As impurezas insolúveis podem ser removidas pela filtração 
da solução saturada num temperatura mais alta. As impurezas que são 
solúveis no solvente não se cristalizam mesmo na solução fria. 
 
3. Procedimento Experimental 
 
3.1. Materiais 
 
7 tubos de ensaio 
Pipetas de 5 mL 
Béqueres de 50 mL e 250 mL 
1 Rolha para um dos tubos 
Suporte universal 
Papel de filtro 
Argola de metal 
Funil 
Bacia de plástico com gelo 
Bastão de vidro 
Etanol 
1-Butanol 
Clorofórmio 
Acetanilida 
Iodo (~ 0,03%) 
 
 
 
28 
 
 
 
3.2. Miscibilidade de líquidos 
 
Prepare as seis misturas em seis tubos de ensaio conforme 
mostrado abaixo, e escreva as suas observações. Não se esqueça de 
agitar cada tubo de forma a homogeneizar a mistura antes de fazer as 
anotações. 
CUIDADO: Etanol e butanol são inflamáveis. 
Tubo Solução Miscibilidade 
Líquido 
mais 
denso 
1 3 mL de H2O 1 mL de etanol 
2 3 mL de H2O 
1 mL de 1-
butanol 
 
3 3 mL de H2O 
1 mL de 
clorofórmio 
 
4 3 mL de etanol 
1 mL de 
butanol 
 
5 3 mL de etanol 
1 mL de 
clorofórmio 
 
6 
3 mL de 1-
butanol 
1 mL de 
clorofórmio 
 
 
3.3. Extração 
 
1. Coloque cerca de 3 mL de uma solução aquosa saturada de iodo 
(aproximadamente 0,03% de iodo por massa) no tubo de ensaio. 
Adicione cerca de 1 mL de clorofórmio. Não agite. Anote suas 
observações. 
2. Coloque uma rolha no tubo e agite. Espere descansar. 
 
Observações: 
 
 
 
 
 
29 
 
 
 
 
3.4. Precipitação 
 
Coloque 0,5 g de acetanilida em 4 mL de etanol em um béquer 
pequeno e agite até sua dissolução. A seguir acrescente 20 mL de água 
destilada, agite e deixe cristalizar em um banho de gelo. 
 
Observações. 
 
 
 
 
 
 
 
 
3.5. Filtração 
 
Dobre um papel de filtro duas vezes e coloque no funil de vidro. 
Coloque um béquer ou erlenmeyer em baixo do funil, de modo que a 
ponta do funil toque a parede interna do béquer. Com a pisseta, molhe 
o papel de filtro um pouco para fixá-lo no funil. Transporte todo o 
conteúdo do béquer contendo acetanilida, etanol e água, para o filtro 
com a ajuda de um bastão de vidro. Terminada a filtração, retire o 
papel de filtro com acetanilida seca e coloque-a em um frasco 
adequado. 
 
Observações. 
 
 
 
 
 
 
30 
 
 
 
 
4. Exercícios 
 
1. Por que existe uma grande diferença na solubilidade do NaCl e da 
acetanilida? 
2. Quais dos compostos você acredita que sejam solúveis na água: 
NaCl, LiBr, etanol, metanol, etano, bromo. Justifique sua resposta. 
3. Coloque em ordem decrescente de polaridade os quatro líquidos 
utilizados nesta experiência começando pela água que é o mais polar. 
4. 2 mL de água são adicionados a 2 mL de outro líquido formando um 
par imiscível (duas fases). O que você pode fazer experimentalmente 
para descobrir se a água constitui a fase inferior ou a superior? 
5. O que você observou depois de agitar a solução de iodo e água com 
clorofórmio? 
6. O iodo é mais solúvel em água ou em clorofórmio? 
7. Explique o que você observou quando você adicionou a solução de 
acetanilida com etanol na água. A acetanilida é mais solúvel em água 
ou etanol? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
31 
 
 
 
 
PRÁTICA 4 
 
CARACTERIZAÇÃO DE SUBSTÂNCIAS EM ÁCIDO E BÁSICO EM 
MEIO AQUOSO 
 
1. OBJETIVOS 
 No final desta experiência o aluno deverá: 
 - Descrever os procedimentos que devem ser usadas para determinar se 
uma solução é ácida ou básica, usando indicadores apropriados. 
 - Relacionar as cores características do indicador usado em meio ácido ou 
básico. 
 - Identificar uma solução de função desconhecida (ácida ou básica) 
através do teste do indicador. 
 
 2. INTRODUÇÃO 
 Dentre os conceitos químicos mais importantes encontram-se dois 
grupos conhecidos há muito tempo. São os ÁCIDOS e as BASES. 
Qualitativamente muitas das substancias ácidas possuem sabor azedo. Por 
outro lado, uma das características das bases é a sensação escorregadia 
que produzem quando colocados entre os dedos. 
 A acidez de uma solução é medida quantitativamente pela 
concentração de íons H+ presentes, usando-se uma escala exponencial: o 
logaritmo decimal da concentração com o sinal trocado, conhecido como pH 
= – log [H+]. 
 Nesta experiência você terá oportunidade de identificar os ácidos e 
bases através de substâncias apropriadas chamadas INDICADORES. 
 As substâncias indicadoras ou Indicadores - São substâncias ácidas 
ou básicas que mudam de cor conforme o pH da solução. Como o ponto 
final da reação pode se realizar com diferentes pH, existe uma série de 
32 
 
indicadores que mudam de cor em diferentes graus de acidez. A primeira 
teoria sobre os indicadores, dita teoria iônica dos indicadores, é 
creditada a W. Ostwald (1894), tendo como base a teoria da dissociação 
eletrolítica iônica dos indicadores. Segundo esta, os indicadores são 
bases ou ácidos fracos cuja cor das moléculas não-dissociadas difere da cor 
dos respectivos íons, indicador na forma ácida não dissociada (HIn) ou 
básica (InOH) teria uma cor diversa daquela que teriam seus íons. Assim 
deve haver um equilíbrio entre as formas dissociadas e não dissociadas do 
indicador, conforme reações abaixo: 
 HIn  H+ + In- (Indicador ácido) 
 InOH  OH- + In- (Indicador básico) 
 cor da forma cor da forma 
 não ionizada ionizada 
Exemplos: 
 
 
azul de bromotimol 
33 
 
 
 
Figura 1 – Fórmula estrutural de alguns indicadores 
 
 Na Tabela 1 estão exemplos de substâncias indicadoras e sua faixa 
de pH e na Figura 2 ilustração das cores nos vários pHs. 
 
Tabela 1 - Indicadores ácido-base intervalo de viragem e cores apresentadas 
 
 
Indicador Intervalo de viragem 
em unidades de pH 
Mudança de cor de 
ácido para base 
Alaranjado de 
metila 
3,1 a 4,6 Vermelho para 
amarelo alaranjado 
Verde de 
bromocresol 
3,8 a 5,4 Amarelo para azul 
Vermelho de 
metila 
4,2 a 6,3 Vermelho para 
amarelo 
Azul de 
bromotimol 
6,0 a 7,6 Amarelo para azul 
Vermelho de 
fenol 
6,6 a 8,6 Amarelo para 
vermelho 
Fenolftaleína 8,0 a 9,8 Incolor para 
vermelho 
Timilftaleína 9,8 a 10,6 Incolor para azul 
34 
 
 
Figura 2. Cores de alguns indicadores em várias soluções e os seus valores de pH 
 
 Na Figura 3 está ilustrado as variações de cor nos vários pHs para o 
indicador universal. 
 
 
Figura 3. Cores obtidas pelo uso de indicador universal 
 
 3. PARTE EXPERIMENTAL 
 
 3.1 Material e Reagentes 
 Soluções conhecidas que serão fornecidas 
 - Soluções desconhecidasA, B, C, D e E. 
 - Fenolftaleína 
 - Metil orange 
 - Azul de bromotimol 
 - Papel indicador universal 
 - Pipetas e conta gotas 
35 
 
 - 20 tubos de ensaio 
 - Estante para os tubos de ensaio 
 
 3.2 Procedimento 
 
PARTE A 
 1 - Coloque 2 mL da solução em um tubo de ensaio. Repetir a 
operação para mais dois tubos. Adicionar duas gotas de indicador 
fenolftaleína, metil Orange ou azul de bromotimol em cada um dos tubos. 
Obervar a coloração e anotar. 
 2 – Molhe o papel indicador na solução. Obervar a coloração e anotar 
o valor correspondente ao pH. 
 3 - Repita a operação 1 com as demais soluções que lhe serão 
apresentadas conforme listagem acima. 
 4 - Repita as experiências acima usando e papel indicador universal, 
um de cada vez. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
36 
 
 
Parte A – Soluções conhecidas 
 
Sistema Cor 
 
Fenolftaleína 
 
Metil orange 
 
Azul de 
bromotimol 
Papel 
indicador 
universal 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PARTE B 
 1 - Repita as experiências acima utilizando agora as soluções 
desconhecidas A, B, C, D e E. 
 
Parte B – Soluções desconhecidas 
 
Sistema Cor 
 
Fenolftaleína 
 
Metil orange 
 
Azul de 
bromotimol 
Papel 
indicador 
universal 
Solução A 
Solução B 
Solução C 
Solução D 
Solução E 
Solução F 
 
 
37 
 
 
Parte C – As substâncias que você acha que tem propriedades iguais. 
 
Sistema Sistema 
 Ácido Básico 
 
 
 
 
 
 
 
Solução A 
Solução B 
Solução C 
Solução D 
Solução E 
Solução F 
 
 
 
 
 
 
 
38 
 
 
Agrupar as sustâncias de mesma função de acordo com os resultados 
 
Sistema Substancia 
Ácido 
 
 
 
 
 
Básico 
 
 
 
 Exercícios de Fixação 
 
1) As substâncias que você agrupou no primeiro grupo pertencem a que 
função? 
2) Do ponto de vista estrutural o que caracteriza uma reação ácida e uma 
básica? 
4) Qual a vantagem do papel indicador universal, sobre os indicadores? 
5) Consultar outras substâncias indicadoras e a faixa de pH de trabalho? 
6) Além do uso de indicadores, fale sobre outra (s) forma (s) de se 
determinar pH. 
7) O que são soluções tampões? 
39 
 
 
 
PRÁTICA 5 
 
REAÇÕES QUÍMICAS 
 
 
1. Objetivos 
 
- Identificar os diferentes tipos de reações químicas. 
- Classificar e equacionar reações químicas. 
 
2. Introdução 
 
 O processo pelo qual espécies químicas transformam-se em outras 
diferentes é que se chama de reação química. As espécies originais são 
chamadas reagentes e as que resultam após a reação são os produtos. 
 Numa reação de síntese, partimos de mais de um reagente e 
obtemos um único produto. Na reação de decomposição, obtemos mais de 
um produto a partir de um único reagente. Nas reações de simples troca ou 
deslocamento, uma substância simples reage com uma substância 
composta, deslocando desta última uma nova substância simples. Nas 
reações de dupla troca, dois reagentes permutam seus íons ou radicais 
entre si, dando origem a dois novos compostos. Nas reações de 
oxirredução ocorre a troca de elétrons entre as espécies reagentes. As 
espécies que cedem elétrons são redutoras, e as que recebem elétrons são 
oxidantes. 
 Em muitas reações químicas há desprendimento de calor e são 
classificadas como reações exotérmicas. Quando o calor é absorvido, a 
reação é endotérmica. 
Em solução aquosa os principais tipos de reações são: de 
precipatação, ácido-base, com liberação de gases, de oxirredução e de 
complexação 
 
3. Parte experimental 
 
40 
 
3.1. Material 
Estantes com tubos de ensaio 
Pipetas de 1,0; 5,0 e 10 mL 
Tubos de ensaio 
Béquer de 100 mL 
Provetas de 50 mL e 10 mL 
Cápsula de porcelana 
Bastão de vidro 
Espátula 
Pinça tesoura 
Termômetro 
Pinça madeira 
 
3.2. Reagentes 
 
Cloreto de sódio 0,1 M 
Iodeto de potássio 0,1 M 
Brometo de potássio 0,1 M 
Cloreto de ferro III a 3% 
Hidróxido de sódio a 10% 
Hidróxido de sódio 1 M 
Nitrato de prata a 5% 
Sulfato de cobre II 1 M 
Ácido clorídrico 1 M 
Ácido sulfúrico 0,1 M 
Tiocianato de amônio a 5% 
Água de cal 
Cloreto de magnésio a 5% 
Iodeto de sódio 1 M 
Nitrito de sódio 3 M 
Ácido acético 
Magnésio em fita 
Fenolftaleína 1% 
Fio de cobre 
Alumínio 
Palha de aço ou prego 
Carbonato de cálcio 
Água oxigenada 
Solução de amido 
Hidróxido de sódio 
Acetato de sódio 
 
3.3. Procedimento 
 
1. Em um tubo de ensaio, adicionar cerca de 2,0 mL de solução de cloreto 
de sódio à 2,0 mL de solução de Brometo de Potássio. Observar. Anotar. 
 
2. Colocar em um tubo de ensaio de 3,0 mL de solução de cloreto de ferro 
III e adicionar, a seguir, 1,0 mL de solução de hidróxido de sódio a 10%. 
Observar se houver formação de um precipitado, caso contrário, adicionar 
um pouco mais de base. Equacionar e classificar a reação. Indicar qual o 
composto insolúvel formado. 
 
41 
 
3. Levar um pequeno fragmento de magnésio seguro por uma pinça-tesoura 
(não use pinça de madeira) à chama do bico de gás. (Muito cuidado ao 
observar, a luz emitida pode prejudicar a vista). Observar. Anotar. Recolher 
o produto em uma cápsula de porcelana. Adicionar 10 mL de água destilada 
e agitar com bastão de vidro para homogeneizar. Adicionar 2 gotas de 
fenolftaleína. Observar. Anotar. Equacionar e classificar as reações 
ocorridas. 
 
4. Em um tubo de ensaio contendo cerca de 3 mL de solução de nitrato de 
prata, imergir cerca de 1 cm de fio de cobre. Continuar a prática e observar 
após cinco minutos. Anotar. Equacionar e classificar a reação. 
 
5. Colocar em um tubo de ensaio 3 mL de solução de sulfato de cobre II. 
Introduzir um pequeno prego de forma que o mesmo fique totalmente 
imersa na solução. Observar e anotar o que ocorre. Equacionar e classificar 
a reação. 
 
6. Colocar em um tubo de ensaio, cerca de 0,5 g de carbonato de cálcio. 
Adicionar 5 mL de ácido clorídrico 1 M. Observar. Anotar. Equacionar e 
classificar a reação. 
 
7. Adicionar em um tubo de ensaio 3 mL de água de cal a 7 mL de água 
destilada e 2 gotas de fenolftaleína. Em seguida, adicionar CO2 com o 
auxilio de uma pipeta soprando a solução. Observar. 
 
8. Coloque em um tubo de ensaio 3 mL de hidróxido de sódio e, utilizando 
uma espátula, adicione uma pequena quantidade de alumínio. Observe. 
 
9. Em outro tubo de ensaio coloque 3 mL de ácido clorídrico, em seguida 
adicione uma pequena quantidade de alumínio. Observe 
 
10. Colocar 1 mL de solução de cloreto de ferro III em um tubo de ensaio. 
Juntar 1 mL de solução de tiocianato de amônio. Agitar. Observar. 
Equacionar e classificar a reação. 
 
42 
 
 
11. Colocar 3,0 mL de solução de iodeto de potássio em um tubo de ensaio. 
Adicionar 3,0 mL de ácido sulfúrico diluído. Agitar. Adicionar 3,0 mL de água 
oxigenada. Agitar. Adicionar 2 gotas de uma solução de amido. Observar. 
Anotar. Equacionar e classificar a reação. 
 
12. Dissolver pequena quantidade de hidróxido de sódio em 5,0 mL de água 
destilada verificar sua temperatura. Anotar. 
 
13. Dissolver pequena quantidade de acetato de sódio em 5,0 mL de água 
destilada verificar sua temperatura. Anotar. 
 
Reação Equação química Observações 
1 
2 
3 
4 
5 
6 
7 
89 
10 
11 
12 
13 
 
43 
 
 
4. Questionário 
 
1. Em alguma das etapas anteriores, deixou de ocorrer uma reação 
química? Explique. 
 
2. Com relação à etapa 2, responda: 
a) Qual a fórmula e o nome do composto insolúvel formado. 
b) Escreva a equação da reação que se processou e classifique-a. 
 
3. Com relação à etapa 3, responda: 
a) Com que substância combinou-se o magnésio. 
b) Qual a fórmula e o nome da substância branca que se forma nessa 
combinação. 
c) Após a diluição com água destilada de produto formado e adição da 
fenolfataleína e que aconteceu? Por quê? 
d) Escreva a equação da reação observada e classifique-a. 
 
4. Com relação à etapa 4, responda: 
a) Qual a substância que se formou sobre o cobre? 
b) Porque a solução que era incolor tornou-se azul? 
c) Escreva a equação da reação e classifique-a. 
 
5. Com relação à etapa 5, responda: 
a) Por que houve descoramento da solução? 
b) Escreva a equação da reação e classifique-a. 
 
6. Com relação à etapa 6, responda: 
a) Qual o nome e a fórmula de gás formado? 
b) Escreva a equação da reação e classifique-a. 
c) Por que o H2CO3 não aparece no produto da equação? 
 
7. Com relação à etapa 7 à 11, responda: 
a) Qual o nome e a fórmula dos produtos formados. 
b) Escreva a equação da reação. 
44 
 
 
8. Com relação as etapa 11, responda: 
a) Escrever a equação da reação entre iodeto de potássio, ácido 
sulfúrico e água oxigenada, indicando os números de oxidação de todos 
os átomos dos elementos participantes. 
b) Qual a substância oxidante e qual o redutor? 
c) Porque se adicionar 2 gotas de solução de amido ao produto 
formado? O que aconteceu? 
 
9. Com relação à etapa 12, responda. 
a) Houve aumento ou diminuição da temperatura? 
b) A diluição do hidróxido de sódio é um processo endotérmico? 
Explique. 
 
10. Com relação à etapa 13, responda: 
a) Houve aumento ou diminuição da temperatura? 
b) A diluição do acetato de sódio é um processo endotérmico ou 
exotérmico? Explique. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
45 
 
 
PRÁTICA 6 
 
RENDIMENTO DE UMA REAÇÃO DE PRECIPITAÇÃO 
 
 
1. Objetivos 
 
- Observar uma reação de precipitação. 
- Realizar cálculos estequiométricos envolvendo reagente limitante e em 
excesso. 
- Calcular o rendimento de uma reação. 
 
2. Introdução 
 
Uma equação química convenientemente ajustada fornece 
informações a respeito das quantidades dos reagentes consumidos e 
produtos formados. A relação estequiométrica entre produtos e reagentes 
permite calcular a massa de produto a ser obtida a partir de massas 
conhecidas dos reagentes. Essa massa, contudo, é um valor teórico, já que 
a manipulação dos reagentes sempre induz a perdas, por mais cuidados que 
possamos ter. A relação entre a quantidade de substância obtida 
experimentalmente e a quantidade calculada, multiplicada por cem, nos 
fornece o rendimento percentual da reação. 
 As reações que resultam na formação de um composto pouco solúvel 
(insolúvel) são conhecidas como reações de precipitação. Nesse caso o 
produto pode ser separado rapidamente por filtração ou centrifugação. As 
reações de precipitação ocorrem quando certos pares de íons de cargas 
opostas se atraem tão fortemente que formam um sólido iônico insolúvel 
como na reação entre o nitrato de chumbo e o iodeto de potássio: 
Pb(NO3)2(aq) + 2KI(aq) PbI(s) + 2KNO3(aq) 
 A solubilidade de um sólido é a quantidade de substância que pode 
ser dissolvida em certas quantidades de solvente, por exemplo, PbI: 1,2 10-
3 mol/L a 25o C. Se a solubilidade for inferior a 0,01 mol/L, o composto é 
insolúvel. 
46 
 
 As regras da solubilidade são experimentais e estão relacionadas ao 
caráter covalente dos compostos iônicos conforma ilustra a Tabela 1. 
 
 Tabela 1. Dados qualitativos de solubilidade de compostos 
Compostos solúveis Exceções 
Quase todos os sais de Na+, K+ e NH4
+ 
Todos os sais de Cl-, Br- e I- 
Haletos de Ag+, (Hg2)
2+ e 
Pb2+ 
Compostos que contém F- 
Fluoretos dos íons grupo 2 e 
Pb2+ 
Sais de nitrato, Clorato, Perclorato, Acetato 
Sais de sulfato Sulfatos dos íons grupo 2 
Todos os sais de carbonato, fosfato, 
oxalato, cromato, sulfeto 
Sais de NH4
+ e cátions do 
grupo 1 
A maioria dos hidróxidos e óxidos metálicos 
Compostos com OH- 
NaOH, KOH, Ca(OH)2, 
Sr(OH)2 e Ba(OH)2 
 
3. Procedimento experimental 
 
3.1. Material 
 
2 vidros de relógio 
2 provetas de 100 mL 
2 béqueres de 250 mL 
Funil 
2 bastões de vidro 
Suporte universal com anel de 
ferro 
Dessecador 
Estufa 
Papel de filtro 
 
1.2. Reagentes 
 
Cromato de potássio 
Cloreto de bário 
 
47 
 
1.3. Procedimento 
 
1. Pese 0,80 g de cromato de potássio e transfira para um béquer de 250 
mL. Adicione 100 mL de água destilada medida em proveta. Agite com 
bastão de vidro até a completa dissolução. 
2. Pese 0,60 g de cloreto de bário e transfira para um béquer de 250 mL. 
Adicione 50 mL de água destilada medida em proveta. Agite com bastão 
de vidro até completa dissolução. 
3. Pese um papel de filtro. 
4. Adapte um anel de ferro num suporte e nele coloque um funil de 
filtração. 
5. Adicione a solução de cloreto de bário à de cromato de potássio. Agite a 
mistura com o bastão. 
6. Adapte o papel de filtro ao funil. 
7. Faça a filtração manejando com cuidado para que não haja perda de 
precipitado. Leve o béquer e o bastão de vidro com água destilada para 
remover qualquer resíduo de precipitado. Coloque a água de lavagem 
no funil. 
8. Lave o precipitado no funil com água destilada. Após completa 
decantação retire o papel de filtro e coloque-o sobre um vidro de 
relógio. Despreze o filtrado. 
9. Lave o precipitado para secar em estufa à 150oC, por quinze minutos. 
Retire o precipitado seco da estufa e coloque-o para resfriar num 
dessecador. 
10.Depois de frio, pese o papel de filtro com o precipitado. Anote o peso 
obtido. 
 
Equação Química Observações 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
48 
 
Substância Massa (g) Observações 
K2CrO4 
BaCl2 
Papel de Filtro 
Papel de Filtro + BaCrO4 
BaCrO4 
Rendimento (%) 
 
2. Exercícios 
 
1. Escreva a equação química correspondente à reação observada. Indique 
o precipitado formado. Qual é o seu nome? 
 
2. Qual a finalidade de se aquecer a solução de cromato de potássio ? 
 
3. Por que a filtração deve ser realizada com o máximo de cuidado? 
 
4. Qual a finalidade de se lavar o precipitado obtido com água destilada? 
 
5. Calcule o rendimento percentual da reação. 
 
6. Numa queima de 30 g de grafite puro obteve-se dióxido de carbono com 
90% de rendimento. Qual foi a massa de produto encontrada? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
49 
 
 
PRÁTICA 7 
 
PREPARAÇÃO E DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES 
 
 
1. Objetivos 
 
- Efetuar cálculos estequiométricos envolvendo o preparo de soluções. 
- Preparar soluções a partir de solutos sólidos e solutos líquidos. 
- Efetuar diluição de solução a partir de uma solução estoque. 
- Conhecer a técnica de preparo e diluição de soluções. 
 
2. Introdução 
 
O conhecimento sobre o preparo de soluções tem fundamental 
importância tendo em vista que grande parte das reações realmente ocorre 
em solução aquosa e não aquosa. Uma solução é uma mistura homogênea 
de uma ou mais substâncias que podem ser iônicas ou moleculares. A 
substância em maior quantidadeé o solvente. As outras substâncias são 
chamadas de solutos. 
 
3. Parte experimental 
 
3.1. Materiais 
 
Espátula 
Vidro de relógio 
Bastão de vidro 
Béquer 
Funil 
Balão de diluição 
Conta-gotas 
Pisseta 
Papel absorvente 
Diversos solutos
 
3.2. Preparação de soluções com concentração em massa por 
litro 
 
50 
 
Nesta etapa serão preparadas as seguintes soluções aquosas em g/L 
que serão indicadas no laboratório pelo professor. 
Converta esta unidade de concentração para mol/L. 
 
Anotações: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Procedimento 
 
A. Tomar conhecimento dos perigos potenciais 
das substâncias utilizadas de modo a reduzir a 
possibilidade de contaminações ou acidentes. 
B. Decidir qual o volume de solução a preparar. 
C. Efetuar os cálculos necessários. 
1. Passar água destilada no material. 
2. Secar cuidadosamente a espátula e o vidro de 
relógio. 
3. Medir a massa de soluto necessária. 
4. Transferir o soluto para um béquer lavando o 
vidro de relógio com solvente de modo a arrastar 
todo o soluto. 
5. Dissolver todo o soluto utilizando apenas uma 
parte do solvente agitando com um bastão de 
vidro. 
6. Verter a solução para o balão volumétrico, 
com auxílio de um funil, lavando o béquer, o 
bastão de vidro e o funil com solvente para 
arrastar todo o soluto. 
7. Completar até ao traço, primeiro com a 
pisseta e depois com conta-gotas. 
51 
 
8. Tapar e homogeneizar a solução invertendo várias vezes o balão de 
diluição. 
 
3.3. Preparação de soluções por diluição 
 
A partir das soluções obtidas no item anterior (solução-mãe ou 
solução estoque), prepare novas soluções por diluição. As soluções serão 
indicadas no laboratório pelo professor. 
 
Anotações: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Procedimento 
 
1. Lavar o material com água destilada à exceção 
da pipeta que deverá estar lavada e seca. 
2. Medir com uma pipeta conveniente o volume 
de solução a diluir. 
3. Com auxílio de um funil, verter a solução para 
o balão volumétrico. 
4. Adicionar o solvente ao balão volumétrico 
lavando o funil. 
5. Homogeneizar. 
6. Completar até ao traço, primeiro com a pisseta 
e depois com conta-gotas. 
7. Tapar e homogeneizar a solução invertendo 
várias vezes o balão de diluição. 
 
 
 
52 
 
3.4. Preparação de soluções de ácidos a partir das soluções 
comerciais 
 
 Prepare as seguintes soluções: 
- 100 mL de solução de ácido clorídrico 1 mol/L 
- Por diluição da solução anterior, preparar 250 mL de solução de HCl 
0,1 mol/L. (guardar esta solução em frasco apropriado para utilizar na 
Prática 8). 
 
Anotações: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Cuidado: Nunca se deve adicionar água a um ácido concentrado. Poderá 
ocorrer uma explosão com a consequente projeção de ácido concentrado. 
Adicionar antes o ácido à água, lentamente e com agitação constante. A 
dissolução de ácidos concentrados é um processo bastante exotérmico. 
 
Procedimento 
 
 Utilizar o mesmo procedimento realizado no item anterior (diluição). 
 
3.5. Preparação de soluções dada a percentagem em massa 
 
Prepare as seguintes soluções aquosas: 
- 250 mL de hidróxido de sódio 4,0%. 
- 100 mL de cloreto de sódio 2,0%. 
53 
 
Anotações: 
 
 
 
 
 
 
Procedimento 
 
A.Tomar conhecimento dos perigos potenciais das substâncias utilizadas de 
modo a reduzir a possibilidade de contaminações ou acidentes. 
B. Calcular massa de soluto necessária. Calcular a massa de solvente e o 
correspondente volume recorrendo para isso à sua densidade. 
1. Passar água destilada no material. 
2. Seca-lo cuidadosamente. 
3. Medir a massa de soluto no béquer. 
4. Medir o volume de solvente com auxílio de uma proveta. 
5. Verter o solvente para o béquer. 
6. Homogeneizar a solução 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
54 
 
 
 
PRÁTICA 8 
 
PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES - TITULAÇÃO 
 
 
1. Objetivos 
 
- Calcular massas e/ou volumes necessários para o preparo de 250 mL de 
soluções na concentração de 0,100 mol/L. 
- Explicar a padronização de soluções e calcular as concentrações, ou 
quantidades de reagentes, a partir de dados de titulação. 
- Dominar a técnica de titulação. 
 
2. Introdução 
 
No laboratório ou na indústria, frequentemente é necessário 
determinar as concentrações de íons em solução. Para determinar a 
concentração de um ácido ou uma base, um método chamado titulação é 
empregado baseando-se no fato de que ácidos são neutralizados por base 
para formar sal e água. 
A titulação é o método pelo qual se determina uma quantidade 
desconhecida de uma substância particular, mediante a adição de um 
reativo-padrão que reage com ela em proporção definida e conhecida. Por 
conseguinte, conhecendo a proporção em que reagem as substâncias e 
tendo determinado a quantidade de uma substância (o reativo titulado) 
necessária para reagir nesta proporção, pode-se calcular facilmente a 
quantidade desconhecida de substância presente no frasco da reação. 
Em uma titulação, o ponto em que a quantidade de reativo titulado 
adicionado é exatamente a suficiente para que se combine em uma 
proporção estequiométrica, ou empiricamente reproduzível com a 
substância que se determina chama-se “ponto de equivalência”. O ponto 
final de uma titulação deve coincidir com o ponto de equivalência ou estar 
muito próximo dele. A diferença entre os pontos de equivalência e final se 
chama intervalo do indicador. 
55 
 
O ponto quando a base neutraliza completamente um ácido (ou vice-
versa) pode ser detectado com um indicador que muda de cor com excesso 
de H+ ou OH-. 
 
3. Procedimento experimental 
 
3.1. Materiais 
 
Bureta de 50 ml 
Suporte com garra 
Pipeta volumétrica 
Erlenmeyer 
Béqueres 
Funil 
Balão volumétrico 
Biftalato de potássio 
Fenolftaleína 
 
3.2. Procedimento 
 
3.2.1. Padronização da solução de NaOH 
 
O hidróxido de sódio é um padrão secundário, pois o mesmo é 
higroscópico e absorve dióxido de carbono formando carbonato de sódio. 
Estas características levam a alteração na concentração da solução do 
mesmo. 
Pesar 0,200 g de biftalato de potássio com auxílio de uma espátula e 
transferir para um erlenmeyer de 125 mL, diluindo a aproximadamente 50 
mL com água destilada. Adicionar 2 gotas de fenoftaleína e titular com 
solução de NaOH 0,1 mol/L (preparado na Prática 6) até o aparecimento da 
coloração rósea, que persista por 30 s. Anotar o volume gasto na titulação. 
Fazer a análise em duplicata. 
Ao término da titulação, anotados os volumes deve-se achar a média 
aritmética dos volumes gastos e fazer os cálculos. 
 
Equação química Observações 
 
 
 
 
56 
 
Titulação Mbiftalato de potássio (g) VNaOH (mL) 
1 
2 
Média 
 
Cálculos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3.2.2. Padronização da solução de HCl (ácido forte/base 
forte) 
 
1. Monte a bureta no suporte universal utilizando uma garra para fixá-la. 
2. Encha a bureta com a solução de NaOH já padronizada e zere a bureta. 
3. Separe dois erlenmeyer e coloque 25 mL da solução de HCl 0,1 mol/L 
(preparado na Prática 6) medidos numa pipeta volumétrica e 2 gotas de 
fenoftaleína. 
4. Titule cada solução dos erlenmeyer, sob agitação contínua, até a 
solução ficar completamente rósea. Anote o volume de NaOH gasto. 
Encha novamente a bureta com NaOH,zerando-a e repita a titulação 
utilizando o erlenmeye restante. Anote o volume gasto. 
 
Equação química Observações 
 
 
 
 
 
57 
 
 
Titulação VHCl (mL) VNaOH (mL) 
1 
2 
Média 
 
Cálculos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3. Exercícios 
 
1. Escrever cada uma das reações das titulações. 
 
2. O que é um padrão primário? Cite exemplos. 
 
3. O que são indicadores ácido-básico? Cite exemplos e consulte as suas 
formulas estruturais. 
 
4. O que a técnica de titulação? 
 
5. O que é o ponto de equivalência em uma titulação? 
 
6. Por que as soluções de NaOH não podem ser armazenadas em frascos 
de vidro? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
58 
 
Material complementar a prática 2 
ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS E TRATAMENTO DE DADOS 
 
1.0 Objetivos 
 Utilizar algarismos significativos. 
 Distinguir o significado de precisão e exatidão. 
 
2.0 Introdução 
 Muitas observações na química são de natureza quantitativa, isto é, a grandeza de 
alguma propriedade é medida e expressa com um número. Nas ciências físicas as 
propriedades fundamentais mais utilizadas e medidas diretamente são: comprimento, tempo, 
massa e temperatura. Outras propriedades da matéria como volume, densidade ou velocidade 
são quocientes ou produtos destas propriedades fundamentais. Um processo de medida 
envolve, geralmente, a leitura de um número em algum instrumento; em conseqüência tem-se 
quase sempre alguma limitação no número de dígitos que expressam um determinado valor 
experimental. Os dígitos obtidos como resultado de uma medida chama-se algarismos 
significativos. Ao se escrever um número considera-se que somente o último algarismo da 
direita é impreciso. A importância dos algarismos significativos é que eles indicam a precisão 
das medições. As quantidades medidas encontram-se normalmente associadas às palavras 
PRECISÃO e EXATIDÃO. 
 O termo precisão refere-se a quão próximas duas medidas de uma mesma quantidade 
estão uma da outra. 
 O termo exatidão refere-se a quão próximas uma observação experimental está do valor 
verdadeiro. 
 As medidas nunca são feitas com precisão absoluta. As grandezas físicas obtidas pela 
observação experimental sempre apresentam certa incerteza. A precisão de uma distância 
medida com uma régua comum normalmente é realizada apenas até o milímetro mais 
próximo, enquanto um micrômetro pode medir distâncias até 0,01 mm ou mesmo menores. A 
precisão de um número é frequentemente indicada com o símbolo  seguindo o número em 
um segundo número indicando o erro máximo que é possível esperar. Se o diâmetro de uma 
barra de aço é dado como 56,47  0,02 mm, isto significa que o valor verdadeiro é muito 
pouco provavelmente menor do que 56,45mm ou do 56,49mm. O termo provável pode ser 
definido em termos estatísticos. 
59 
 
 A precisão também pode ser expressa em termos do máximo erro fracional ou 
percentual provável. A resistência de um resistor classificado como 47 ohms, 10% 
provavelmente difere de 47ohms por não mais de 10% de 47ohms, aproximadamente 5ohms, 
isto é, o verdadeiro valor está compreendido entre 42 e 52ohms. Na barra de aço do primeiro 
exemplo, a incerteza fracional é de (0,02mm)/(56,47mm) ou aproximadamente 0,00035; o 
erro percentual é de (0,00035)x(100%), aproximadamente 0,035%. 
 Passamos para um outro exemplo, uma substância contém 49,10 g  0,02% de um 
constituinte A. Esta substância foi submetida a uma série de pesagens por dois químicos que 
obtiveram os seguintes resultados em gramas: 
Analista 1 – 49,01; 49,25; 49,08 e 49,14. 
 
49,00 49,10 49,20 49,30 49,40
Valor Correto
Valor Médio = 49,12
 
Figura 1 
Analista 2 – 49,40; 49,44; 49,42 e 49,42 
 
49,00 49,10 49,20 49,30 49,40
Valor Correto
Valor Médio = 49,42
49,50
 
Figura 2 
 
 Concluímos que os valores obtidos pelo Analista 1 são exatos, pois estão muito 
próximos do valor correto, mas a precisão é inferior a obtida pelo Analista 2. 
60 
 
 Um outro exemplo, vamos supor que o comprimento de um lápis seja de 22 centímetros. 
O comprimento do lápis foi medido com um dispositivo que permite aproximações de 0,01 
cm. Seis medidas foram realizadas separadamente e o valor médio foi calculado. Nas medidas 
realizadas foram obtidos os seguintes resultados: 20, 14 cm; 20,17 cm; 20,12 cm; 20,16 cm; 
20,15 cm e 20,12 cm. 
O Valor Médio das Medidas = Soma dos valores das medidas / número de medidas 
12,20
6
12,2015,2016,2012,2017,2014,20


ValorMédio
cm 
 Embora estes números oscilem em torno da média, nenhuma das medidas está próxima 
do verdadeiro valor do comprimento do lápis que é 22 cm. Como a reprodutibilidade do 
comprimento é boa, pois nenhuma medida difere mais do que 0,03 cm do valor medido, a 
PRECISÃO destas medições é alta. Como as medidas individuais e o valor médio das 
medidas não estão próximos do verdadeiro (22 cm), os resultados obtidos são considerados de 
baixa EXATIDÃO. O ideal é que as medidas sejam exatas e precisas. Medidas podem ser 
precisas e não serem exatas devido a algum erro sistemático que é incrementado a cada 
medida. A média de várias determinações é geralmente considerada o valor melhor para uma 
medida do que uma única determinação. 
 
2.1 ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS 
 
 Um número de pessoas numa sala de aula e uma dúzia de ovos são números exatos. Não 
há dúvidas quanto ao número de pessoas numa sala de aula. E uma dúzia de ovos são 
exatamente doze ovos. Por outro lado, os números obtidos numa medida não são exatos. 
 De acordo com a medida da temperatura indicada no termômetro da figura 3a, você 
poderia escrever 25,6 ou 25,7 
o
C. 
30
20 25
26
 
 Figura 3a Figura 3b 
 Na tentativa de medir a temperatura com precisão até uma casa depois da vírgula é 
necessário fazer-se uma estimativa do último algarismo. Existe a certeza de que a temperatura 
é maior do que 25 
o
C e menor do que 26
 o
C, mas o último algarismo é duvidoso. O valor da 
temperatura medida com esse termômetro possui 3 algarismos significativos. E é incorreto 
61 
 
acrescentar um quarto algarismo, como em 25,63; pois se o algarismo 6 já é duvidoso, não faz 
sentido o acréscimo do algarismo 3. Com um termômetro mais preciso, uma medida com 
maior número de algarismos pode ser obtida. O termômetro 3b possui divisões de 0,1 
o
C. 
Assim você poderá obter o valor da temperatura com 4 algarismos significativos 25,78 
o
C ou 
25,79 
o
C, sendo o último algarismo duvidoso. 
Na leitura de do volume de água em um aparato como uma proveta ou uma bureta, 
você notará que a superfície da água não é plana e forma um fenômeno chamado 
menisco.Leiasempre o ponto mais baixo do menisco. Os valores das medidas da figura 1C são 
20,46ml e 14,60ml. Observe que o algarismo zera da medida 14,60 deve ser escrito. Se você 
escreve somente 14,6ml, você esta dizendo que o valor da medida está em 14,5 e 14,7 ml. Por 
outro lado , 14,60 significa um valor entre 14,59 e 14,61 ou entre 14,58 e 14,62, dependendo 
do desvio médio . Note também que escrever as unidades é tão importante quanto anotar um 
número. 
 
 
 
Figura 4 
 
 O melhor valor para representar uma medida é a média aritmética dos valores medidos, 
por exemplo: 20,46 mL; 20,42 mL; 20,45 mL; 20,48 mL e 20,48 mL. 
 
4620
5
48204820452042204620
,
,,,,,
ValorMédio 


 mL 
O desvio de cada medida será: 
20,46 – 20,46= 0,00 
20,42 – 20,46= 0,04 
20,45 – 20,46= 0,01